Zanimljivo 

Stepen oksidacije. Jedinjenja sumpora. Oksidacijska stanja sumpora u jedinjenjima. Formule spojeva sumpora

Podgrupa halkogena uključuje sumpor - ovo je drugi od elemenata koji mogu formirati veliki broj rudnih naslaga. Sulfati, sulfidi, oksidi i druga jedinjenja sumpora su veoma rasprostranjeni, važni u industriji i prirodi. Stoga ćemo u ovom članku razmotriti što su oni, što je sam sumpor, njegova jednostavna tvar.

Sumpor i njegove karakteristike

Ovaj element ima sljedeću poziciju u periodnom sistemu.

  1. Šesta grupa, glavna podgrupa.
  2. Treći manji period.
  3. Atomska masa - 32.064.
  4. Serijski broj je 16, ima isti broj protona i elektrona, a ima i 16 neutrona.
  5. Odnosi se na nemetalne elemente.
  6. U formulama se čita kao "es", naziv elementa sumpor, latinski sumpor.

U prirodi postoje četiri stabilna izotopa. maseni brojevi 32,33,34 i 36. Ovaj element je šesti najčešći u prirodi. Odnosi se na biogene elemente, jer je dio važnih organskih molekula.

Elektronska struktura atoma

Jedinjenja sumpora duguju svoju raznolikost karakteristikama elektronske strukture atoma. Izražava se sljedećom konfiguracijskom formulom: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 4 .

Dati redosled odražava samo stacionarno stanje elementa. Međutim, poznato je da ako se atomu doda dodatna energija, tada se elektroni mogu raspariti na 3p i 3s podnivoima, nakon čega slijedi još jedan prijelaz u 3d, koji ostaje slobodan. Kao rezultat toga, ne mijenja se samo valencija atoma, već i sva moguća oksidacijska stanja. Njihov broj se značajno povećava, kao i broj različitih supstanci sa učešćem sumpora.

Oksidacijska stanja sumpora u jedinjenjima

Postoji nekoliko glavnih opcija za ovaj indikator. Za sumpor je:

Od njih je S +2 najrjeđi, ostali su svuda rasuti. Hemijska aktivnost i oksidaciona sposobnost čitave supstance zavisi od stepena oksidacije sumpora u jedinjenjima. Tako, na primjer, spojevi sa -2 su sulfidi. U njima je element koji razmatramo tipičan oksidant.

Što je veća vrijednost oksidacijskog stanja u spoju, to će biti izraženije oksidacijske sposobnosti tvari. To je lako provjeriti ako se prisjetimo dvije glavne kiseline koje stvara sumpor:

  • H 2 SO 3 - sumporni;
  • H 2 SO 4 - sumporna.

Poznato je da je potonji mnogo stabilniji, jači spoj, koji u visokoj koncentraciji ima vrlo ozbiljnu sposobnost oksidacije.

jednostavna supstanca

Kao jednostavna tvar, sumpor je žuti prekrasni kristali ravnog, pravilnog, izduženog oblika. Iako je ovo samo jedan od njegovih oblika, jer postoje dvije glavne ove supstance. Prvi, monoklinski ili rombični - ovo je žuta koja se ne može otopiti u vodi, već samo u organski rastvarači. Krt je i prelep oblik struktura predstavljena kao kruna. Tačka topljenja je oko 110 0 S.

Ako se, međutim, ne propusti međutrenutak kada se takva modifikacija zagrije, tada se na vrijeme može otkriti drugo stanje - plastični sumpor. To je gumena viskozna otopina Brown, koji daljim zagrijavanjem ili brzim hlađenjem ponovo prelazi u rombični oblik.

Ako govorimo o kemijski čistom sumporu dobivenom ponovljenom filtracijom, onda je to svijetložuti mali kristali, krhki i potpuno netopivi u vodi. Može da se zapali u kontaktu sa vlagom i kiseonikom u vazduhu. Razlikuju se po prilično visokoj hemijskoj aktivnosti.

Biti u prirodi

U prirodi postoje prirodne naslage iz kojih se izdvajaju jedinjenja sumpora i sam sumpor kao jednostavna supstanca. Osim toga, sadrži:

  • u mineralima, rudama i stijenama;
  • u tijelu životinja, biljaka i ljudi, jer je dio mnogih organskih molekula;
  • in prirodni gasovi, nafta i ugalj;
  • u uljnim škriljcima i prirodnim vodama.

Možete navesti neke od najbogatijih minerala sumporom:

  • cinobar;
  • pirit;
  • sfalerit;
  • antimonit;
  • galena i drugi.

Većina proizvedenog sumpora danas ide u proizvodnju sulfata. Drugi dio se koristi u medicinske svrhe, poljoprivredu, industrijskim procesima proizvodnju supstanci.

Physical Properties

Mogu se opisati u nekoliko tačaka.

  1. Nerastvorljiv je u vodi, u ugljičnom disulfidu ili terpentinu - dobro se otapa.
  2. Uz produženo trenje akumulira negativan naboj.
  3. Tačka topljenja je 110°C.
  4. Tačka ključanja 190 0 S.
  5. Kada dostigne 300 0 C, prelazi u tečnost, lako pokretnu.
  6. Čista supstanca je sposobna za spontano sagorevanje, zapaljiva svojstva su vrlo dobra.
  7. Sam po sebi, praktički nema miris, međutim, jedinjenja sumpora vodika ispuštaju oštar miris pokvarenih jaja. Baš kao neki gasoviti binarni predstavnici.

Fizička svojstva dotične supstance poznata su ljudima od davnina. Zbog svoje zapaljivosti sumpor je dobio ime. U ratovima su zagušljiva i otrovna isparenja, koja nastaju prilikom sagorevanja ovog jedinjenja, korišćena kao oružje protiv neprijatelja. Osim toga, kiseline koje sadrže sumpor također su uvijek bile od velike industrijske važnosti.

Hemijska svojstva

Tema: "Sumpor i njegova jedinjenja" na školski kurs Hemija ne traje jednu lekciju, već nekoliko. Uostalom, ima ih mnogo. To je zbog hemijske aktivnosti ove supstance. Može pokazati i oksidirajuća svojstva s jačim redukcijskim agensima (metali, bor i drugi), i redukcijska svojstva s većinom nemetala.

Međutim, unatoč takvoj aktivnosti, interakcija se događa samo s fluorom na normalnim uslovima. Svi ostali zahtijevaju grijanje. Postoji nekoliko kategorija tvari s kojima sumpor može stupiti u interakciju:

  • metali;
  • nemetali;
  • alkalije;
  • jake oksidirajuće kiseline - sumporna i dušična.

Jedinjenja sumpora: sorte

Njihova raznolikost će se objasniti nejednakom vrijednošću oksidacijskog stanja glavnog elementa - sumpora. Dakle, na osnovu toga možemo razlikovati nekoliko glavnih vrsta supstanci:

  • jedinjenja sa oksidacionim stanjem od -2;

Ako uzmemo u obzir klase, a ne indeks valencije, onda ovaj element formira molekule kao što su:

  • kiseline;
  • oksidi;
  • sol;
  • binarni spojevi s nemetalima (ugljični disulfid, hloridi);
  • Organske materije.

Sada razmotrite glavne i navedite primjere.

Supstance sa stepenom oksidacije od -2

Jedinjenja sumpora 2 su njegove konformacije sa metalima, kao i sa:

  • ugljenik;
  • vodonik;
  • fosfor;
  • silicij;
  • arsen;
  • bor.

U tim slučajevima djeluje kao oksidant, jer su svi navedeni elementi elektropozitivniji. Pogledajmo neke od važnijih.

  1. Ugljendisulfid - CS 2 . Prozirna tečnost sa karakterističnom prijatnom aromom etra. Toksičan je, zapaljiv i eksplozivan. Koristi se kao rastvarač za većinu vrsta ulja, masti, nemetala, srebrni nitrat, smole i gume. Također je važan dio u proizvodnji umjetne svile - viskoze. U industriji se sintetiše u velikim količinama.
  2. Vodonik sulfid ili vodonik sulfid - H 2 S. Bezbojni plin slatkog okusa. Miris je oštar, izuzetno neprijatan, podsjeća na pokvareno jaje. Otrovan, deprimira centar za disanje, jer vezuje ione bakra. Stoga, pri trovanju njima dolazi do gušenja i smrti. Široko se koristi u medicini, organskoj sintezi, proizvodnji sumporne kiseline, a takođe i kao energetski efikasna sirovina.
  3. Pronađeni su metalni sulfidi široka primena u medicini, u proizvodnji sulfata, u proizvodnji boja, u proizvodnji fosfora i na drugim mjestima. Opšta formula je Me x S y .

Jedinjenja sa oksidacionim stanjem od +4

Jedinjenja sumpora 4 su pretežno oksid i njegove odgovarajuće soli i kiselina. Sve su to prilično uobičajena jedinjenja koja imaju određenu vrijednost u industriji. Mogu djelovati i kao oksidanti, ali češće pokazuju redukcijske osobine.

Formule za jedinjenje sumpora sa oksidacionim stanjem od +4 su sljedeće:

  • oksid - sumpor dioksid SO 2 ;
  • kiselina - sumporna H 2 SO 3;
  • soli imaju opštu formulu Me x (SO 3) y.

Jedan od najčešćih je ili anhidrid. To je bezbojna supstanca sa mirisom spaljene šibice. U velikim klasterima nastaje tokom vulkanskih erupcija, u ovom trenutku lako ga je prepoznati po mirisu.

Otapa se u vodi uz stvaranje lako razgradljive kiseline - sumporne. Ponaša se kao tipični oblik soli, koji ulazi u obliku sulfitnog jona SO 3 2-. Ovaj anhidrid je glavni gas koji utiče na zagađenje okolne atmosfere. On je taj koji utiče na obrazovanje.U industriji se koristi u proizvodnji sulfata.

Jedinjenja u kojima sumpor ima oksidaciono stanje +6

To uključuje, prije svega, sumporni anhidrid i sumpornu kiselinu sa njihovim solima:

  • sulfati;
  • hidrosulfati.

Pošto je atom sumpora u njima in najviši stepen oksidacije, onda su svojstva ovih spojeva sasvim razumljiva. Oni su jaki oksidanti.

Sumporov oksid (VI) - sumporni anhidrid - je hlapljiva bezbojna tečnost. Karakteristično- jaka sposobnost upijanja vlage. Puši na otvorenom. Kada se rastvori u vodi, daje jednu od najjačih mineralnih kiselina - sumpornu. Njegova koncentrirana otopina je teška uljasta blago žućkasta tekućina. Ako se anhidrid otopi u sumpornoj kiselini, tada će se dobiti poseban spoj koji se zove oleum. Industrijski se koristi u proizvodnji kiseline.

Među solima - sulfati - jedinjenja kao što su:

  • gips CaSO 4 2H 2 O;
  • barit BaSO 4 ;
  • mirabilit;
  • olovni sulfat i drugi.

Koriste se u građevinarstvu, hemijskoj sintezi, medicini, proizvodnji optički uređaji i stakla, pa čak i prehrambene industrije.

Hidrosulfati se široko koriste u metalurgiji, gdje se koriste kao fluks. Takođe pomažu u pretvaranju mnogih složenih oksida u rastvorljive sulfatne oblike, koji se koriste u odgovarajućim industrijama.

Proučavanje sumpora u školskom kursu hemije

Kada je najbolje vrijeme da učenici nauče šta je sumpor, koja su njegova svojstva, šta je jedinjenje sumpora? 9. razred - najbolji period. Ovo nije sam početak, kada je djeci sve novo i neshvatljivo. Ovo je srednji put u proučavanju hemijske nauke, kada će temelji postavljeni ranije pomoći da se u potpunosti razume tema. Dakle, za razmatranje ovih pitanja dodijeljena je druga polovina diplomskog razreda. Istovremeno, cijela tema je podijeljena u nekoliko blokova, u kojima se nalazi zasebna lekcija "Jedinjenja sumpora. 9. razred".

To je zbog njihovog obilja. Posebno se razmatra i pitanje industrijske proizvodnje sumporne kiseline. Općenito, na ovu temu traje u prosjeku 3 sata.

Ali sumpor se uzima za učenje tek u 10. razredu, kada se razmatraju organska pitanja. Oni su takođe pogođeni u biologiji u srednjoj školi. Uostalom, sumpor je dio takvih organskih molekula kao što su:

  • tioalkoholi (tioli);
  • proteini (tercijarna struktura na kojoj dolazi do stvaranja disulfidnih mostova);
  • tioaldehidi;
  • tiofenoli;
  • tioeteri;
  • sulfonske kiseline;
  • sulfoksidi i drugi.

Odlikuju se u posebna grupa organosumporna jedinjenja. Oni su važni ne samo u biološkim procesima živih bića, već iu industriji. Na primjer, sulfonske kiseline su osnova mnogih lijekovi(aspirin, sulfanilamid ili streptocid).

Osim toga, sumpor je stalna komponenta jedinjenja kao što su:

  • amino kiseline;
  • enzimi;
  • vitamini;
  • hormoni.

Jedinjenja sa oksidacionim stanjem od –2. Najvažnija jedinjenja sumpora u oksidacionom stanju -2 su vodonik sulfid i sulfidi. Vodonik sulfid - H 2 S - bezbojni plin sa karakterističnim mirisom truležih proteina, otrovan. Molekul vodonik sulfida ima ugaoni oblik, ugao veze je 92º. Nastaje direktnom interakcijom vodonika sa parama sumpora. U laboratoriju se sumporovodik proizvodi djelovanjem jakih kiselina na metalne sulfide:

Na 2 S + 2HCl \u003d 2NaCl + H 2 S

Vodonik sulfid je jak redukcijski agens, oksidiran čak i sumpornim oksidom (IV).

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

U zavisnosti od uslova, proizvodi oksidacije sulfida mogu biti S, SO 2 ili H 2 SO 4:

2KMnO 4 + 5H 2 S -2 + 3H 2 SO 4 ® 2MnSO 4 + 5S + K 2 SO 4 + 8H 2 O;

H 2 S -2 + 4Br 2 + 4H 2 O = H 2 S +4 O 4 + 8HBr

U vazduhu i atmosferi kiseonika, vodonik sulfid gori, formirajući sumpor ili SO 2, zavisno od uslova.

Vodonik sulfid je slabo rastvorljiv u vodi (2,5 zapremine H 2 S na 1 zapreminu vode) i ponaša se kao slaba dvobazna kiselina.

H 2 S H + + HS - ; K 1 \u003d 1 × 10 -7

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

Kao dvobazna kiselina, sumporovodik formira dva niza soli: hidrosulfide ( kisele soli) i sulfidi (srednje soli). Na primjer, NaHS je hidrosulfid, a Na 2 S je natrijum sulfid.

Sulfidi većine metala u vodi su slabo rastvorljivi, obojeni su karakterističnim bojama i razlikuju se po rastvorljivosti u kiselinama: ZnS - beli, CdS - žuto-narandžasti, MnS - boje mesa, HgS, CuS, PbS, FeS - crni, SnS - smeđi , SnS 2 - žuti. Sulfidi alkalnih i zemnoalkalnih metala, kao i amonijum sulfid, lako su rastvorljivi u vodi. Rastvorljivi sulfidi su visoko hidrolizovani.

Na 2 S + H 2 O NaHS + NaOH

Sulfidi su, kao i oksidi, bazični, kiseli i amfoterni. Glavna svojstva su sulfidi alkalnih i zemnoalkalnih metala, kisela svojstva - sulfidi nemetala. Razlika hemijske prirode sulfidi se manifestiraju u reakcijama hidrolize i u međusobnoj interakciji sulfida različite prirode. Nastaju bazični sulfidi hidrolizom alkalno okruženje, kiseline nepovratno hidroliziraju sa stvaranjem odgovarajućih kiselina:

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

Amfoterni sulfidi su nerastvorljivi u vodi, neki od njih, na primjer, aluminij, željezo (III), krom (III) sulfidi, potpuno su hidrolizirani:

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

Kada su bazični i kiseli sulfidi u interakciji, nastaju tiosoli. Tiokiseline koje im odgovaraju obično su nestabilne, njihova razgradnja je slična razgradnji kiselina koje sadrže kisik.

CS 2 + Na 2 S \u003d Na 2 CS 3; Na 2 CS 3 + H 2 SO 4 \u003d H 2 CS 3 + Na 2 SO 4;

natrijum tiokarbonat tiokarbonska kiselina

H 2 CS 3 = H 2 S + CS 2

persulfidna jedinjenja. Sklonost sumpora da formira homolance ostvaruje se u persulfidima (polisulfidima), koji nastaju zagrevanjem rastvora sulfida sa sumporom:

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

Persulfidi se nalaze u prirodi, na primjer, široko rasprostranjeni mineral pirit FeS 2 je željezo(II) persulfid. Pod dejstvom mineralnih kiselina na rastvore polisulfida izolovani su polisulfani - nestabilne uljne supstance sastava H 2 S n, gde n varira od 2 do 23.

Persulfidi, poput peroksida, pokazuju i oksidirajuća i redukcijska svojstva, a također su lako nesrazmjerna.

Na 2 S 2 + SnS \u003d SnS 2 + Na 2 S; 4FeS 2 + 11O 2 \u003d 2Fe 2 O 3 + 8SO 2;

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

Jedinjenja sa oksidacionim stanjem od +4. Najvažniji je sumporov oksid (IV) - bezbojni plin sa oštrim smrad gorući sumpor. Molekula SO 2 ima ugaonu strukturu (OSO ugao je 119,5°):

U industriji, SO 2 se dobija prženjem pirita ili spaljivanjem sumpora. laboratorijska metoda proizvodnja sumpor-dioksida - djelovanje jakih mineralnih kiselina na sulfite.

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

Sumpor(IV) oksid je energetski redukcijski agens

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

ali, u interakciji s jakim redukcijskim agensima, može djelovati kao oksidant:

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

Sumpor dioksid je visoko rastvorljiv u vodi (40 zapremina na 1 zapreminu vode). U vodenoj otopini, hidratizirane molekule SO 2 djelomično se disociraju i formiraju vodikov kation:

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

Iz tog razloga, vodeni rastvor sumpordioksida se često smatra rastvorom sumporne kiseline - H 2 SO 3, iako se čini da ovo jedinjenje u stvarnosti ne postoji. Međutim, soli sumporne kiseline su stabilne i mogu se izolovati pojedinačno:

SO 2 + NaOH \u003d NaHSO 3; SO 2 + 2NaOH = Na 2 SO 3

natrijum hidrosulfit natrijum sulfit

Sulfitni anion ima strukturu trigonalne piramide sa atomom sumpora na vrhu. Usamljeni par atoma sumpora je prostorno usmjeren, stoga se anion, aktivni donor elektronskog para, lako transformira u tetraedarski HSO 3 - i postoji u obliku dva tautomerna oblika:

Sulfiti alkalni metali visoko rastvorljiv u vodi, u velikoj meri hidrolizovan:

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

Jaka redukciona sredstva, tokom skladištenja svojih rastvora, postepeno se oksidiraju atmosferskim kiseonikom, kada se zagreju, postaju nesrazmerna:

2Na 2 S +4 O 3 + O 2 \u003d 2Na 2 S +6 O 4; 4Na 2 S +4 O 3 \u003d Na 2 S -2 + 3Na 2 S +6 O 4

Oksidacijsko stanje +4 pojavljuje se u halogenidima i oksohalidima:

SF 4 SOF 2 SOCl 2 SOBr 2

Sumpor(IV) fluorid Sumpor(IV) oksofluorid Sumpor(IV) oksohlorid Sumpor(IV) oksobromid

U svim gore navedenim molekulima, usamljeni elektronski par je lokalizovan na atomu sumpora, SF 4 ima oblik iskrivljenog tetraedra (bisfenoid), SOHal 2 je trigonalna piramida.

Sumpor(IV) fluorid je bezbojni plin. Sumpor(IV) oksohlorid (tionil hlorid, tionil hlorid) je bezbojna tečnost oštrog mirisa. Ove supstance se široko koriste u organskoj sintezi za dobijanje organofluornih i hlornih jedinjenja.

Jedinjenja ove vrste su kisela, o čemu svjedoči njihov odnos prema vodi:

SF 4 + 3H 2 O \u003d H 2 SO 3 + 4HF; SOCl 2 + 2H 2 O \u003d H 2 SO 3 + 2HCl.

Jedinjenja s oksidacijskim stanjem od +6:

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

sumpor(VI) fluorid, sumpor(VI) dioksodiklorid, sumpor(VI) oksid, sulfatni anion sumporne kiseline

Sumpor heksafluorid je bezbojni inertni plin koji se koristi kao plinoviti dielektrik. Molekul SF 6 je visoko simetričan i ima geometriju oktaedra. SO 2 Cl 2 (sulfuril hlorid, sulfuril hlorid) je bezbojna tečnost koja dimi na vazduhu usled hidrolize, a koristi se u organskoj sintezi kao reagens za hlorisanje:

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

Sumpor(VI) oksid je bezbojna tečnost (t.t. 44,8 °C, t.t. 16,8 °C). U gasovitom stanju SO 3 ima monomernu strukturu; u tekućem stanju uglavnom postoji u obliku cikličkih trimernih molekula; u čvrstom stanju je polimer.

U industriji se sumpor trioksid dobiva katalitičkom oksidacijom njegovog dioksida:

2SO 2 + O 2 ¾® 2SO 3

U laboratoriji se SO 3 može dobiti destilacijom oleuma - otopine sumpor trioksida u sumpornoj kiselini.

SO 3 je tipičan kiseli oksid koji snažno vezuje vodu i druge reagense koji sadrže proton:

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

fluorosumporni (fluorsulfonski)

kiselina

Sumporna kiselina- H 2 SO 4 - bezbojna uljasta tečnost, t. 10,4 °C, b.p. 340 °C (sa raspadanjem). Slobodno rastvorljiv u vodi, jaka dvobazna kiselina. Koncentrirana sumporna kiselina je snažan oksidant, posebno kada se zagrije. On oksidira nemetale i metale koji se nalaze u nizu standardnih elektrodnih potencijala desno od vodonika:

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

Interakcijom s aktivnijim metalima, sumporna kiselina se može reducirati u sumpor ili sumporovodik, npr.

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

Hladna koncentrirana sumporna kiselina pasivira mnoge metale (željezo, olovo, aluminij, krom) zbog stvaranja gustog oksidnog ili solnog filma na njihovoj površini.

Sumporna kiselina formira dvije serije soli: koje sadrže sulfatni anion - SO 4 2- (srednje soli) i koje sadrže hidrosulfatni anion - HSO 4 - (kiseline soli). Sulfati su uglavnom dobro rastvorljivi u vodi, slabo rastvorljivi BaSO 4 , SrSO 4 , PbSO 4 , Cu 2 SO 4 . Formiranje bijelog finokristalnog taloga barijum sulfata kada se izloži otopini barijum hlorida je kvalitativna reakcija na sulfatni anjon. Ova reakcija se također koristi za kvantitativno određivanje sumpora.

Ba 2+ + SO 4 2- \u003d BaSO 4 ¯

Najvažnije soli sumporne kiseline su: Na 2 SO 4 × 10H 2 O – mirabilit, Glauberova so – koristi se u proizvodnji sode i stakla; MgSO 4 × 7H 2 O - gorka Epsom so - koristi se u medicini kao laksativ, za završnu obradu tkanina, za štavljenje kože; CaSO 4 × 2H 2 O - gips - koristi se u medicini i građevinarstvu; CaSO 4 × 1 / 2H 2 O - alabaster - koristi se kao građevinski materijal; CuSO 4 × 5H 2 O - bakar sulfat - koristi se u poljoprivreda za zaštitu biljaka od gljivičnih bolesti; FeSO 4 × 7H 2 O - željezni sulfat - koristi se u poljoprivredi kao mikrođubrivo i u tretmanu vode kao koagulator; K 2 SO 4 × Al 2 (SO 4) 3 × 24H 2 O - kalijum alum - koristi se za štavljenje kože.

Sinteza sumporne kiseline u industriji provodi se kontaktnom metodom, čija je prva faza pečenje pirita:

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

2SO 2 + O 2 \u003d 2SO 3

Kada se SO 3 otopi u koncentrovanoj sumpornoj kiselini, nastaje čitav niz polisumpornih kiselina. Mešavina H 2 SO 4, H 2 S 2 O 7, H 2 S 3 O 10, H 2 S 4 O 13 je gusta uljasta tečnost koja dimi u vazduhu - oleumu. Kada se oleum razrijedi vodom S-O-S veze razbijaju i polisumporne kiseline se pretvaraju u sumpornu kiselinu potrebne koncentracije.

Pirosumporna (dvosumporna) kiselina- H 2 S 2 O 7:

Bezbojni, topljivi kristali koji se oslobađaju iz oleuma.

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

Soli pirosumporne kiseline - pirosulfati (disulfati) - dobijaju se termičkom razgradnjom hidrosulfata:

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

Tiosumporna kiselina- H 2 S 2 O 3 - postoji u dva tautomerna oblika:

U vodenim rastvorima je nestabilan i raspada se oslobađanjem sumpora i SO2:

H 2 S 2 O 3 \u003d S¯ + SO 2 + H 2 O

Soli tiosumporne kiseline - tiosulfati - su stabilne i mogu se dobiti kuvanjem sumpora sa vodenim rastvorima sulfita:

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

Svojstva tiosulfata određena su prisustvom atoma sumpora u dva različita oksidaciona stanja -2 i +6. Dakle, prisustvo sumpora u oksidacionom stanju -2 određuje redukciona svojstva:

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

Natrijum tiosulfat se široko koristi u fotografiji kao fiksativ i u analitičkoj hemiji za kvantitativno određivanje joda i supstanci koje otpuštaju jod (jodometrijska analiza).

Politionske kiseline. Tetraedarske strukturne jedinice u polisumpornim kiselinama mogu se kombinovati preko atoma sumpora, što rezultira jedinjenjima opšta formula H 2 S x O 6, u kojem je x = 2 - 6.

Politionske kiseline su nestabilne, ali formiraju stabilne soli - politionate. Na primjer. natrijum tetrationat nastaje djelovanjem joda na vodeni rastvor natrijevog tiosulfata:

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

Peroksosumporne (persulfurne) kiseline. Ulogu mosta koji povezuje strukturne jedinice polisumpornih kiselina može igrati peroksidna grupa. Ista grupa je dio monopersulfurne kiseline:

H 2 SO 5 - monopersulfurna kiselina H 2 S 2 O 8 - peroksodisulfurna kiselina

(karo kiselina)

Peroksosumporna kiselina se hidrolizira u vodikov peroksid:

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

Peroksodisulfurna kiselina se dobija elektrolizom vodenog rastvora sumporne kiseline:

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

Formira soli - persulfate. Amonijum persulfat – (NH 4) 2 S 2 O 8 – koristi se u laboratoriji kao oksidaciono sredstvo.

Formalni naboj atoma u jedinjenjima je pomoćna veličina, obično se koristi u opisima svojstava elemenata u hemiji. Ovaj uslovni električni naboj je stepen oksidacije. Njegovo značenje se mijenja kao rezultat mnogih hemijski procesi. Iako je naboj formalan, on zorno karakterizira svojstva i ponašanje atoma u redoks reakcijama (ORDs).

Oksidacija i redukcija

U prošlosti su kemičari koristili termin "oksidacija" da opisuju interakciju kisika s drugim elementima. Naziv reakcija dolazi od latinskog naziva za kiseonik - Oxygenium. Kasnije se pokazalo da i drugi elementi oksidiraju. U ovom slučaju se obnavljaju - pričvršćuju elektrone. Svaki atom tokom formiranja molekula mijenja strukturu svoje valentne elektronske ljuske. U tom slučaju se pojavljuje formalni naboj čija vrijednost ovisi o broju uvjetno datih ili primljenih elektrona. Za karakterizaciju ove vrijednosti ranije je korišten engleski kemijski izraz "oxidation number", što u prijevodu znači "oxidation number". Njegova upotreba se zasniva na pretpostavci da vezani elektroni u molekulima ili ionima pripadaju atomu sa višom elektronegativnošću (EO). Sposobnost da zadrže svoje elektrone i privlače ih od drugih atoma dobro je izražena kod jakih nemetala (halogeni, kisik). Jaki metali (natrijum, kalijum, litijum, kalcijum, drugi alkalni i zemnoalkalni elementi) imaju suprotna svojstva.

Određivanje stepena oksidacije

Oksidacijsko stanje je naboj koji bi atom stekao kada bi se elektroni uključeni u formiranje veze u potpunosti prebacili na elektronegativniji element. Postoje supstance koje nemaju molekularnu strukturu (halogenidi alkalnih metala i druga jedinjenja). U tim slučajevima, oksidaciono stanje se poklapa sa nabojem jona. Uslovni ili realni naboj pokazuje koji se proces odvijao prije nego što su atomi stekli svoje trenutno stanje. Pozitivno oksidaciono stanje je ukupan broj elektrona koji su uklonjeni iz atoma. Negativno značenje oksidaciono stanje je jednako broju stečenih elektrona. Promjenom oksidacijskog stanja hemijski element prosuditi šta se dešava sa njegovim atomima tokom reakcije (i obrnuto). Boja tvari određuje koje su promjene u stanju oksidacije nastale. Spojevi hroma, željeza i niza drugih elemenata u kojima pokazuju različite valencije različito su obojeni.

Negativne, nulte i pozitivne vrijednosti oksidacijskog stanja

Jednostavne supstance formiraju hemijski elementi sa istom vrednošću EO. U ovom slučaju, vezni elektroni pripadaju svim strukturnim česticama podjednako. Stoga, u jednostavne supstance elementi nemaju oksidaciono stanje (H 0 2, O 0 2, C 0). Kada atomi prihvate elektrone ili zajednički oblak pomeranja u njihovom pravcu, uobičajeno je da se naboje piše sa predznakom minus. Na primjer, F -1, O -2, C -4. Darujući elektrone, atomi dobijaju stvarni ili formalni pozitivni naboj. U OF 2 oksidu, atom kiseonika daje po jedan elektron dvama atomima fluora i nalazi se u O+2 oksidacionom stanju. Vjeruje se da u molekuli ili poliatomskom ionu, elektronegativniji atomi primaju sve elektrone koji se vezuju.

Sumpor je element koji pokazuje različite valencije i oksidaciona stanja.

Hemijski elementi glavnih podgrupa često pokazuju nižu valenciju jednaku VIII. Na primjer, valencija sumpora u vodikovom sulfidu i metalnim sulfidima je II. Element se odlikuje srednjim i višim valencijama u pobuđenom stanju, kada atom odustane od jednog, dva, četiri ili svih šest elektrona i pokazuje valencije I, II, IV, VI. Iste vrijednosti, samo sa predznakom minus ili plus, imaju oksidaciona stanja sumpora:

  • u fluor sulfidu daje jedan elektron: -1;
  • kod vodonik sulfida najniža vrijednost: -2;
  • u srednjem stanju dioksida: +4;
  • u trioksidu, sumpornoj kiselini i sulfatima: +6.

U svom najvišem oksidacionom stanju, sumpor prihvata samo elektrone, a u najnižem stanju pokazuje jaka redukciona svojstva. S+4 atomi mogu djelovati kao redukcijski ili oksidacijski agensi u jedinjenjima, ovisno o uvjetima.

Prijenos elektrona u kemijskim reakcijama

Kada se formira kristal kuhinjska so natrijum donira elektrone elektronegativnijem hloru. Stanja oksidacije elemenata poklapaju se sa nabojima jona: Na +1 Cl -1 . Za molekule nastale socijalizacijom i premještanjem elektronskih parova na elektronegativniji atom, primjenjiv je samo koncept formalnog naboja. Ali može se pretpostaviti da su sva jedinjenja sastavljena od jona. Tada atomi privlačeći elektrone dobijaju uslovno negativan naboj, a odavanjem dobijaju pozitivan. U reakcijama navedite koliko je elektrona pomaknuto. Na primjer, u molekuli ugljičnog dioksida C +4 O - 2 2, indeks naveden u gornjem desnom uglu na hemijski simbol ugljenik prikazuje broj elektrona uklonjenih iz atoma. Kiseonik u ovoj supstanci ima oksidaciono stanje -2. Odgovarajući indeks sa hemijskim predznakom O je broj dodatih elektrona u atomu.

Kako izračunati oksidaciona stanja

Brojanje broja elektrona doniranih i dodanih od strane atoma može biti dugotrajno. Sljedeća pravila olakšavaju ovaj zadatak:

  1. U jednostavnim supstancama oksidaciona stanja su nula.
  2. Zbir oksidacije svih atoma ili jona u neutralnoj tvari je nula.
  3. U kompleksnom jonu, zbir oksidacionih stanja svih elemenata mora odgovarati naboju cijele čestice.
  4. Elektronegativniji atom dobija negativno oksidaciono stanje, što se piše sa znakom minus.
  5. Manje elektronegativni elementi primaju pozitivna oksidaciona stanja, pišu se sa znakom plus.
  6. Kiseonik generalno pokazuje oksidaciono stanje od -2.
  7. Za vodonik karakteristična vrijednost: +1, nalazi se u metalnim hidridima: H-1.
  8. Fluor je najelektronegativniji od svih elemenata, njegovo oksidacijsko stanje je uvijek -4.
  9. Za većinu metala, oksidacioni brojevi i valencije su isti.

Oksidacijsko stanje i valencija

Većina spojeva nastaje kao rezultat redoks procesa. Prijelaz ili pomicanje elektrona s jednog elementa na drugi dovodi do promjene njihovog oksidacijskog stanja i valencije. Često se ove vrijednosti poklapaju. Kao sinonim za pojam "oksidacijsko stanje", može se koristiti izraz "elektrohemijska valencija". Ali postoje izuzeci, na primjer, u amonijum jonu, dušik je četverovalentan. Istovremeno, atom ovog elementa je u oksidacionom stanju -3. U organskim materijama ugljenik je uvek četvorovalentan, ali oksidaciona stanja C atoma u metanu CH 4, mravljem alkoholu CH 3 OH i kiselini HCOOH imaju različite vrednosti: -4, -2 i +2.

Redox reakcije

Mnogi redoks kritične procese u industriji, tehnologiji, životu i nežive prirode: sagorevanje, korozija, fermentacija, intracelularno disanje, fotosinteza i druge pojave.

Prilikom sastavljanja OVR jednačina, koeficijenti se biraju metodom elektronske ravnoteže, u kojoj se rade sljedeće kategorije:

  • oksidaciona stanja;
  • redukcijski agens donira elektrone i oksidira;
  • oksidaciono sredstvo prihvata elektrone i redukuje se;
  • broj datih elektrona mora biti jednak broju vezanih.

Stjecanje elektrona od strane atoma dovodi do smanjenja njegovog oksidacijskog stanja (redukcije). Gubitak jednog ili više elektrona od strane atoma je praćen povećanjem oksidacijskog broja elementa kao rezultat reakcija. Za OVR se češće koristi strujanje između jona jakih elektrolita u vodenim rastvorima, ne elektronskom ravnotežom, već metodom polureakcija.

Valence je kompleksan koncept. Ovaj termin je doživio značajnu transformaciju istovremeno sa razvojem teorije hemijskog vezivanja. U početku, valencija je bila sposobnost atoma da veže ili zamijeni određeni broj drugih atoma ili atomskih grupa kako bi formirao kemijsku vezu.

Kvantitativna mjera valencije atoma elementa bila je broj atoma vodika ili kisika (ovi elementi su se smatrali mono- i dvovalentnim, respektivno), koje element dodaje da formira hidrid formule EH x ili oksid formule E n O m.

Dakle, valencija atoma dušika u molekuli amonijaka NH 3 je tri, a atoma sumpora u molekuli H 2 S je dva, jer je valencija atoma vodika jedan.

U jedinjenjima Na 2 O, BaO, Al 2 O 3, SiO 2, valencije natrijuma, barijuma i silicijuma su 1, 2, 3 i 4, respektivno.

Koncept valencije uveden je u hemiju prije nego što je postala poznata struktura atoma, naime 1853. godine od strane engleskog hemičara Franklanda. Sada je utvrđeno da je valencija elementa usko povezana s brojem vanjskih elektrona atoma, budući da elektroni unutrašnjih omotača atoma ne sudjeluju u formiranju kemijskih veza.

U elektronskoj teoriji kovalentne veze vjeruje se da valencija atoma određen je brojem njegovih nesparenih elektrona u osnovnom ili pobuđenom stanju, koji učestvuju u formiranju zajedničkih elektronskih parova sa elektronima drugih atoma.

Za neke elemente, valencija je konstantna vrijednost. Dakle, natrijum ili kalijum u svim jedinjenjima je jednovalentan, kalcijum, magnezijum i cink su dvovalentni, aluminijum je trovalentan, itd. Ali većina hemijskih elemenata pokazuje promenljivu valenciju, koja zavisi od prirode elementa partnera i uslova procesa. Dakle, gvožđe može formirati dva jedinjenja sa hlorom - FeCl 2 i FeCl 3, u kojima je valencija gvožđa 2, odnosno 3.

Oksidacijsko stanje- koncept koji karakteriše stanje elementa u hemijskom spoju i njegovo ponašanje u redoks reakcijama; numerički, oksidaciono stanje je jednako formalnom naboju koji se može pripisati elementu, na osnovu pretpostavke da su svi elektroni svake od njegovih veza prešli na elektronegativniji atom.

Elektronegativnost- mjera sposobnosti atoma da stekne negativan naboj tokom formiranja hemijske veze, ili sposobnosti atoma u molekulu da privuče valentne elektrone uključene u formiranje hemijske veze. Elektronegativnost nije apsolutna vrijednost i izračunava se razne metode. Stoga se vrijednosti elektronegativnosti date u različitim udžbenicima i referentnim knjigama mogu razlikovati.

Tabela 2 prikazuje elektronegativnost nekih hemijskih elemenata na Sandersonovoj skali, a tabela 3 prikazuje elektronegativnost elemenata na Paulingovoj skali.

Vrijednost elektronegativnosti je data ispod simbola odgovarajućeg elementa. Što je veća numerička vrijednost elektronegativnosti atoma, to je element elektronegativniji. Najelektronegativniji je atom fluora, a najmanje elektronegativan atom rubidijuma. U molekulu formiranom od atoma dva različita hemijska elementa, formalni negativni naboj će biti na atomu čija će numerička vrijednost elektronegativnosti biti veća. Dakle, u molekulu sumpor-dioksida SO 2, elektronegativnost atoma sumpora je 2,5, a vrijednost elektronegativnosti atoma kisika je veća - 3,5. Stoga će negativni naboj biti na atomu kisika, a pozitivan na atomu sumpora.

U molekulu amonijaka NH 3, vrijednost elektronegativnosti atoma dušika je 3,0, a vodonika 2,1. Stoga će atom dušika imati negativan naboj, a atom vodika pozitivan.

Trebali biste jasno znati opšte trendove u elektronegativnosti. Budući da atom bilo kojeg kemijskog elementa teži da stekne stabilnu konfiguraciju vanjskog elektronskog sloja - oktetnu ljusku inertnog plina, elektronegativnost elemenata u periodu raste, a u grupi se elektronegativnost općenito smanjuje s povećanjem atomskog broja elementa. Stoga je, na primjer, sumpor elektronegativniji od fosfora i silicija, a ugljik je elektronegativniji od silicija.

Prilikom sastavljanja formula za spojeve koji se sastoje od dva nemetala, elektronegativniji od njih se uvijek nalazi desno: PCl 3, NO 2. Postoje neki istorijski izuzeci od ovog pravila, kao što su NH 3 , PH 3 , itd.

Oksidacijsko stanje se obično označava arapskim brojem (sa znakom ispred cifre) koji se nalazi iznad simbola elementa, na primjer:

Da bi se odredilo oksidaciono stanje atoma u hemijskim jedinjenjima, poštuju se sljedeća pravila:

  1. Oksidacijsko stanje elemenata u jednostavnim supstancama je nula.
  2. Algebarski zbir oksidacionih stanja atoma u molekulu je nula.
  3. Kiseonik u jedinjenjima uglavnom pokazuje oksidaciono stanje –2 (u kiseoniku fluoridu OF 2 + 2, u metalnim peroksidima kao što je M 2 O 2 –1).
  4. Vodik u jedinjenjima pokazuje oksidaciono stanje od +1, sa izuzetkom hidrida aktivni metali, na primjer, alkalna ili zemnoalkalna, u kojoj je oksidacijsko stanje vodonika -1.
  5. Za jednoatomne jone, oksidaciono stanje je jednako naelektrisanju jona, na primer: K + - +1, Ba 2+ - +2, Br - - -1, S 2- - -2, itd.
  6. U spojevima s kovalentnom polarnom vezom, oksidacijsko stanje elektronegativnijeg atoma ima predznak minus, a manje elektronegativnog atoma znak plus.
  7. AT organska jedinjenja oksidaciono stanje vodonika je +1.

Ilustrirajmo gornja pravila s nekoliko primjera.

Primjer 1 Odrediti stepen oksidacije elemenata u oksidima kalijuma K 2 O, selena SeO 3 i gvožđa Fe 3 O 4.

Kalijum oksid K 2 O. Algebarski zbir oksidacionih stanja atoma u molekulu je nula. Oksidacijsko stanje kisika u oksidima je –2. Označimo oksidaciono stanje kalijuma u njegovom oksidu sa n, tada je 2n + (–2) = 0 ili 2n = 2, dakle n = +1, tj. oksidaciono stanje kalijuma je +1.

Selen oksid SeO 3 . Molekul SeO 3 je električno neutralan. Ukupni negativni naboj tri atoma kiseonika je –2 × 3 = –6. Stoga, da bi se ovaj negativni naboj izjednačio na nulu, oksidacijsko stanje selena mora biti +6.

Molekul Fe 3 O 4 električno neutralan. Ukupni negativni naboj četiri atoma kiseonika je –2 × 4 = –8. Da bi se izjednačio ovaj negativni naboj, ukupni pozitivni naboj na tri atoma željeza mora biti +8. Dakle, jedan atom gvožđa treba da ima naelektrisanje od 8/3 = +8/3.

Treba naglasiti da oksidacijsko stanje elementa u spoju može biti razlomak broj. Takva frakciona oksidaciona stanja nemaju smisla u objašnjavanju veze u hemijskom spoju, ali se mogu koristiti za formulisanje jednadžbi za redoks reakcije.

Primjer 2 Odrediti stepen oksidacije elemenata u jedinjenjima NaClO 3, K 2 Cr 2 O 7.

Molekul NaClO 3 je električno neutralan. Oksidacijsko stanje natrijuma je +1, oksidacijsko stanje kisika je -2. Označimo stanje oksidacije hlora sa n, tada +1 + n + 3 × (–2) = 0, ili +1 + n – 6 = 0, ili n – 5 = 0, dakle n = +5. Dakle, oksidaciono stanje hlora je +5.

Molekul K 2 Cr 2 O 7 je električno neutralan. Oksidacijsko stanje kalija je +1, oksidacijsko stanje kisika je -2. Označimo stanje oksidacije hroma sa n, zatim 2 × 1 + 2n + 7 × (–2) = 0, ili +2 + 2n – 14 = 0, ili 2n – 12 = 0, 2n = 12, dakle n = +6. Dakle, oksidaciono stanje hroma je +6.

Primjer 3 Odredimo oksidaciona stanja sumpora u sulfatnom jonu SO 4 2– . Jon SO 4 2– ima naelektrisanje od –2. Oksidacijsko stanje kiseonika je –2. Označimo stanje oksidacije sumpora sa n, zatim n + 4 × (–2) = –2, ili n – 8 = –2, ili n = –2 – (–8), dakle n = +6. Dakle, oksidaciono stanje sumpora je +6.

Treba imati na umu da oksidacijsko stanje ponekad nije jednako valenciji datog elementa.

Na primjer, oksidacijska stanja atoma dušika u molekulu amonijaka NH 3 ili u molekulu hidrazina N 2 H 4 su -3 i -2, respektivno, dok je valencija dušika u ovim spojevima tri.

Maksimalno pozitivno oksidaciono stanje za elemente glavnih podgrupa, po pravilu, jednako je broju grupe (izuzeci: kiseonik, fluor i neki drugi elementi).

Maksimalno negativno oksidaciono stanje je 8 - broj grupe.

Zadaci obuke

1. U kojem spoju je oksidacijsko stanje fosfora +5?

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

2. Koji spoj ima oksidacijsko stanje fosfora -3?

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

3. U kom spoju je oksidacijsko stanje dušika jednako +4?

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

4. U kom spoju je oksidacijski broj dušika jednak -2?

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

5. U kom spoju je oksidacijsko stanje sumpora jednako +2?

1) Na 2 SO 3
2) SO2
3) SCl2
4) H2SO4

6. U kom spoju je oksidacijsko stanje sumpora jednako +6?

1) Na 2 SO 3
2) SO3
3) SCl2
4) H2SO3

7. U supstancama čije su formule CrBr 2, K 2 Cr 2 O 7, Na 2 CrO 4, oksidaciono stanje hroma je

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

8. Minimalno negativno oksidaciono stanje hemijskog elementa obično je jednako

1) broj perioda
3) broj elektrona koji nedostaju prije završetka vanjskog elektronskog sloja

9. Maksimalno pozitivno oksidaciono stanje hemijskih elemenata koji se nalaze u glavnim podgrupama obično je jednako

1) broj perioda
2) serijski broj hemijskog elementa
3) broj grupe
4) ukupan broj elektrona u elementu

10. Fosfor pokazuje maksimalno pozitivno oksidaciono stanje u jedinjenju

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

11. Fosfor pokazuje najniže stanje oksidacije u spoju

1) HPO 3
2) H3PO3
3) Na3PO4
4) Ca 3 P 2

12. Atomi dušika u amonijum nitritu, koji su dio kationa i aniona, pokazuju oksidaciona stanja, respektivno

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

13. Valentnost i oksidaciono stanje kiseonika u vodikovom peroksidu su, respektivno

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

14. Valentnost i oksidaciono stanje sumpora u piritu FeS2 su, respektivno,

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

15. Valentnost i oksidaciono stanje atoma azota u amonijum bromidu su

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

16. Atom ugljika pokazuje negativnu snagu oksidacije u sprezi sa

1) kiseonik
2) natrijum
3) fluor
4) hlor

17. Konstantan stepen oksidacije u njegovim jedinjenjima pokazuje

1) stroncijum
2) gvožđe
3) sumpor
4) hlor

18. +3 oksidacijsko stanje u njihovim jedinjenjima može pokazati

1) hlor i fluor
2) fosfor i hlor
3) ugljenik i sumpor
4) kiseonik i vodonik

19. +4 oksidacijsko stanje u njihovim jedinjenjima može pokazati

1) ugljenik i vodonik
2) ugljenik i fosfor
3) ugljenik i kalcijum
4) azot i sumpor

20. Oksidacijsko stanje, jednako broju grupe, u njegovim spojevima pokazuje

1) hlor
2) gvožđe
3) kiseonik
4) fluor

Imate pitanja?

Prijavite grešku u kucanju

Tekst za slanje našim urednicima:

Pošalji