Oksidācijas pakāpe. Sēra savienojumi. Sēra oksidācijas pakāpe savienojumos. Sēra savienojumu formulas

Halkogēnu apakšgrupā ietilpst sērs - tas ir otrais no elementiem, kas var veidot lielu skaitu rūdas atradņu. Sulfāti, sulfīdi, oksīdi un citi sēra savienojumi ir ļoti plaši izplatīti, svarīgi rūpniecībā un dabā. Tāpēc šajā rakstā mēs apsvērsim, kas tie ir, kas ir pats sērs, tā vienkāršā viela.

Sērs un tā īpašības

Šim elementam periodiskajā sistēmā ir šāda pozīcija.

1. Sestā grupa, galvenā apakšgrupa.
2. Trešais mazais periods.
3. Atommasa - 32,064.
4. Sērijas numurs ir 16, ir vienāds skaits protonu un elektronu, un ir arī 16 neitroni.
5. Attiecas uz nemetāla elementiem.
6. Formulās tas tiek lasīts kā "es", elementa nosaukums sērs, latīņu sērs.

Dabā ir četri stabili izotopi. masas skaitļi 32,33,34 un 36. Šis elements ir sestais izplatītākais dabā. Attiecas uz biogēniem elementiem, jo ​​tā ir daļa no svarīgām organiskām molekulām.

Atoma elektroniskā struktūra

Sēra savienojumu daudzveidība ir saistīta ar atoma elektroniskās struktūras iezīmēm. To izsaka ar šādu konfigurācijas formulu: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 4 .

Dotā secība atspoguļo tikai elementa stacionāro stāvokli. Tomēr ir zināms, ka, ja atomam tiek piešķirta papildu enerģija, tad elektronus var savienot pārī 3p un 3s apakšlīmenī, kam seko vēl viena pāreja uz 3d, kas paliek brīva. Tā rezultātā mainās ne tikai atoma valence, bet arī visi iespējamie oksidācijas stāvokļi. To skaits ievērojami palielinās, kā arī dažādu vielu skaits ar sēra piedalīšanos.

Sēra oksidācijas pakāpe savienojumos

Šim indikatoram ir vairākas galvenās iespējas. Sēram tas ir:

No tiem S +2 ir visretākais, pārējie ir izkliedēti visur. Visas vielas ķīmiskā aktivitāte un oksidēšanas spēja ir atkarīga no sēra oksidācijas pakāpes savienojumos. Tā, piemēram, savienojumi ar -2 ir sulfīdi. Tajos elements, ko mēs apsveram, ir tipisks oksidētājs.

Jo augstāka ir savienojuma oksidācijas pakāpe, jo izteiktākas būs vielas oksidēšanas spējas. To ir viegli pārbaudīt, ja atceramies divas galvenās skābes, ko veido sērs:

• H 2 SO 3 - sērs;
• H 2 SO 4 - sērskābe.

Ir zināms, ka pēdējais ir daudz stabilāks, stiprāks savienojums, kam lielā koncentrācijā ir ļoti nopietna oksidēšanās spēja.

vienkārša viela

Kā vienkārša viela sērs ir dzelteni skaisti kristāli ar vienmērīgu, regulāru, iegarenu formu. Lai gan šī ir tikai viena no tās formām, jo ​​šai vielai ir divas galvenās. Pirmais, monoklīnisks vai rombisks - tas ir dzeltenais, ko nevar izšķīdināt ūdenī, bet tikai organiskie šķīdinātāji. Tas ir trausls un skaista forma struktūra attēlota kā kronis. Kušanas temperatūra ir aptuveni 110 0 C.

Ja tomēr, karsējot šādu modifikāciju, netiek palaists garām kāds starpbrīdis, tad jau laikus var konstatēt citu stāvokli - plastmasas sēru. Tas ir gumijas viskozs šķīdums Brūna krāsa, kas, tālāk karsējot vai strauji atdziestot, atkal pārvēršas romba formā.

Ja mēs runājam par ķīmiski tīru sēru, kas iegūts, atkārtoti filtrējot, tad tas ir spilgti dzelteni mazi kristāli, trausli un pilnībā nešķīst ūdenī. Spēj aizdegties, saskaroties ar mitrumu un skābekli gaisā. Atšķiras ar diezgan augstu ķīmisko aktivitāti.

Atrodoties dabā

Dabā ir dabas atradnes, no kurām tiek iegūti sēra savienojumi un pats sērs kā vienkārša viela. Turklāt tas satur:

• minerālos, rūdās un iežos;
• dzīvnieku, augu un cilvēku organismā, jo tā ir daļa no daudzām organiskām molekulām;
• iekšā dabasgāzes, nafta un ogles;
• degslāneklī un dabiskajos ūdeņos.

Jūs varat nosaukt dažus no bagātākajiem sēra minerāliem:

• cinobra;
• pirīts;
• sfalerīts;
• antimonīts;
• galena un citi.

Lielākā daļa mūsdienās saražotā sēra nonāk sulfātu ražošanā. Cita daļa tiek izmantota medicīniskiem nolūkiem, lauksaimniecībā, rūpnieciskie procesi vielu ražošana.

Fizikālās īpašības

Tos var aprakstīt vairākos punktos.

1. Tas nešķīst ūdenī, oglekļa disulfīdā vai terpentīnā - tas labi šķīst.
2. Ar ilgstošu berzi uzkrājas negatīvs lādiņš.
3. Kušanas temperatūra ir 110 0 C.
4. Vārīšanās temperatūra 190 0 С.
5. Sasniedzot 300 0 C, tas pārvēršas šķidrumā, viegli pārvietojams.
6. Tīra viela spēj spontāni aizdegties, degšanas īpašības ir ļoti labas.
7. Pats par sevi tai praktiski nav smakas, tomēr sērūdeņraža savienojumi izdala asu puvušu olu smaku. Tāpat kā daži gāzveida binārie pārstāvji.

Attiecīgās vielas fizikālās īpašības cilvēkiem ir zināmas kopš seniem laikiem. Sērs savu nosaukumu ieguva tā uzliesmojamības dēļ. Karos kā ierocis pret ienaidniekiem tika izmantoti asfiksējoši un indīgi izgarojumi, kas veidojas šī savienojuma sadegšanas laikā. Turklāt sēru saturošām skābēm vienmēr ir bijusi liela rūpnieciskā nozīme.

Ķīmiskās īpašības

Tēma: "Sērs un tā savienojumi" par skolas kurssĶīmija aizņem nevis vienu stundu, bet vairākas. Galu galā viņu ir ļoti daudz. Tas ir saistīts ar šīs vielas ķīmisko aktivitāti. Tam var būt gan oksidējošas īpašības, izmantojot spēcīgākus reducētājus (metālus, boru un citus), gan reducējošas īpašības lielākajai daļai nemetālu.

Tomēr, neskatoties uz šādu aktivitāti, mijiedarbība notiek tikai ar fluoru plkst normāli apstākļi. Visiem pārējiem ir nepieciešama apkure. Ir vairākas vielu kategorijas, ar kurām sērs var mijiedarboties:

• metāli;
• nemetāli;
• sārmi;
• spēcīgas oksidējošas skābes - sērskābe un slāpekļskābe.

Sēra savienojumi: šķirnes

To daudzveidība tiks skaidrota ar galvenā elementa - sēra - oksidācijas pakāpes nevienlīdzīgo vērtību. Tātad, pamatojoties uz to, mēs varam atšķirt vairākus galvenos vielu veidus:

• savienojumi ar oksidācijas pakāpi -2;

Ja mēs ņemam vērā klases, nevis valences indeksu, tad šis elements veido tādas molekulas kā:

• skābes;
• oksīdi;
• sāls;
• bināri savienojumi ar nemetāliem (oglekļa disulfīds, hlorīdi);
• organiskās vielas.

Tagad apsveriet galvenos un sniedziet piemērus.

Vielas ar oksidācijas pakāpi -2

Sēra savienojumi 2 ir to konformācijas ar metāliem, kā arī ar:

• ogleklis;
• ūdeņradis;
• fosfors;
• silīcijs;
• arsēns;
• bors.

Šādos gadījumos tas darbojas kā oksidētājs, jo visi uzskaitītie elementi ir elektropozitīvāki. Apskatīsim dažus no svarīgākajiem.

1. Oglekļa disulfīds - CS 2 . Caurspīdīgs šķidrums ar raksturīgu patīkamu ētera aromātu. Tas ir toksisks, uzliesmojošs un sprādzienbīstams. To izmanto kā šķīdinātāju vairumam eļļu, tauku, nemetālu, sudraba nitrāta, sveķu un gumijas veidu. Tā ir svarīga sastāvdaļa arī mākslīgā zīda - viskozes ražošanā. Rūpniecībā to sintezē lielos daudzumos.
2. Sērūdeņradis vai sērūdeņradis - H 2 S. Bezkrāsaina gāze ar saldu garšu. Smarža ir asa, ārkārtīgi nepatīkama, atgādina sapuvusi ola. Indīgs, nomāc elpošanas centru, jo saista vara jonus. Tāpēc, saindējoties ar tiem, notiek nosmakšana un nāve. To plaši izmanto medicīnā, organiskajā sintēzē, sērskābes ražošanā, kā arī kā energoefektīvu izejvielu.
3. Tiek atrasti metālu sulfīdi plašs pielietojums medicīnā, sulfātu ražošanā, krāsu ražošanā, fosfora ražošanā un citās vietās. Vispārējā formula ir Me x S y.

Savienojumi ar oksidācijas pakāpi +4

Sēra savienojumi 4 pārsvarā ir oksīds un tam atbilstošie sāļi un skābe. Visi no tiem ir diezgan izplatīti savienojumi, kuriem ir noteikta vērtība rūpniecībā. Tie var darboties arī kā oksidētāji, bet biežāk tiem piemīt reducējošas īpašības.

Formulas sēra savienojumam ar oksidācijas pakāpi +4 ir šādas:

• oksīds - sēra dioksīds SO 2 ;
• skābe - sēra H 2 SO 3;
• sāļiem ir vispārīgā formula Me x (SO 3) y.

Viens no visizplatītākajiem ir vai anhidrīds. Tā ir bezkrāsaina viela ar piedeguša sērkociņa smaržu. Lielās kopās tas veidojas vulkānu izvirdumu laikā, šobrīd to ir viegli noteikt pēc smaržas.

Tas izšķīst ūdenī, veidojot viegli sadalāmu skābi - sērskābi. Tas uzvedas kā tipiska sāls forma, kas nonāk sulfītjona veidā SO 3 2-. Šis anhidrīds ir galvenā gāze, kas ietekmē apkārtējās atmosfēras piesārņojumu. Tieši viņš ietekmē izglītību.Rūpniecībā to izmanto sulfātu ražošanā.

Savienojumi, kuros sēram ir oksidācijas pakāpe +6

Tie, pirmkārt, ietver sērskābes anhidrīdu un sērskābi ar to sāļiem:

• sulfāti;
• hidrosulfāti.

Tā kā sēra atoms tajos atrodas augstākā pakāpe oksidēšanās, tad šo savienojumu īpašības ir diezgan saprotamas. Tie ir spēcīgi oksidētāji.

Sēra oksīds (VI) - sērskābes anhidrīds - ir gaistošs bezkrāsains šķidrums. Funkcija- spēcīga mitruma absorbcijas spēja. Smēķē ārā. Izšķīdinot ūdenī, tā dod vienu no spēcīgākajām minerālskābēm – sērskābi. Tā koncentrētais šķīdums ir smags eļļains viegli dzeltenīgs šķidrums. Ja anhidrīdu izšķīdina sērskābē, tiks iegūts īpašs savienojums, ko sauc par oleumu. Rūpnieciski to izmanto skābes ražošanā.

Starp sāļiem - sulfātiem - ir tādi savienojumi kā:

• ģipsis CaSO 4 2H 2 O;
• barīts BaSO 4;
• mirabilite;
• svina sulfāts un citi.

Tos izmanto celtniecībā, ķīmiskajā sintēzē, medicīnā, ražošanā optiskās ierīces un stikla un pat pārtikas rūpniecībā.

Hidrosulfātus plaši izmanto metalurģijā, kur tos izmanto kā plūsmu. Un arī tie palīdz pārvērst daudzus sarežģītus oksīdus šķīstošās sulfātu formās, kuras izmanto attiecīgajās nozarēs.

Sēra izpēte skolas ķīmijas kursā

Kad ir vislabākais laiks skolēniem uzzināt, kas ir sērs, kādas ir tā īpašības, kas ir sēra savienojums? 9. klase - labākais periods. Šis nav pats sākums, kad bērniem viss ir jauns un nesaprotams. Tas ir vidusceļš ķīmijas zinātnes izpētē, kad iepriekš liktie pamati palīdzēs pilnībā izprast tēmu. Tāpēc šo jautājumu izskatīšanai tiek atvēlēta absolventu klases otrā puse. Tajā pašā laikā visa tēma ir sadalīta vairākos blokos, kuros ir atsevišķa nodarbība "Sēra savienojumi. 9. klase".

Tas ir saistīts ar to pārpilnību. Atsevišķi tiek aplūkots arī jautājums par sērskābes rūpniecisko ražošanu. Kopumā uz šī tēma aizņem vidēji 3 stundas.

Bet sēru mācībām izved tikai 10. klasē, kad tiek izskatīti bioloģiskie jautājumi. Viņus ietekmē arī bioloģija vidusskolā. Galu galā sērs ir daļa no tādām organiskām molekulām kā:

• tiospirti (tioli);
• olbaltumvielas (terciārā struktūra, uz kuras veidojas disulfīda tilti);
• tioaldehīdi;
• tiofenoli;
• tioēteri;
• sulfonskābes;
• sulfoksīdi un citi.

Tās izceļas īpaša grupa sēra organiskie savienojumi. Tie ir svarīgi ne tikai dzīvo būtņu bioloģiskajos procesos, bet arī rūpniecībā. Piemēram, sulfonskābes ir daudzu pamats zāles(aspirīns, sulfanilamīds vai streptocīds).

Turklāt sērs ir pastāvīga sastāvdaļu, piemēram, dažu savienojumu sastāvdaļa:

• aminoskābes;
• fermenti;
• vitamīni;
• hormoni.

Savienojumi ar oksidācijas pakāpi –2. Nozīmīgākie sēra savienojumi oksidācijas stāvoklī -2 ir sērūdeņradis un sulfīdi. Sērūdeņradis - H 2 S - bezkrāsaina gāze ar raksturīgu puves proteīna smaržu, toksiska. Sērūdeņraža molekulai ir leņķa forma, saites leņķis ir 92º. To veido tieša ūdeņraža mijiedarbība ar sēra tvaikiem. Laboratorijā sērūdeņradi iegūst, stiprām skābēm iedarbojoties uz metālu sulfīdiem:

Na2S + 2HCl \u003d 2NaCl + H2S

Sērūdeņradis ir spēcīgs reducētājs, ko oksidē pat sēra oksīds (IV).

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

Atkarībā no apstākļiem sulfīdu oksidācijas produkti var būt S, SO 2 vai H 2 SO 4:

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

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

Gaisā un skābekļa atmosfērā sērūdeņradis deg, atkarībā no apstākļiem veidojot sēru vai SO 2.

Sērūdeņradis nedaudz šķīst ūdenī (2,5 tilpumi H 2 S uz 1 tilpumu ūdens) un uzvedas kā vāja divvērtīgā skābe.

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

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

Kā divvērtīgā skābe sērūdeņradis veido divas sāļu sērijas: hidrosulfīdus ( skābie sāļi) un sulfīdi (vidēji sāļi). Piemēram, NaHS ir hidrosulfīds un Na 2 S ir nātrija sulfīds.

Lielākajai daļai metālu sulfīdi ūdenī ir slikti šķīstoši, krāsoti raksturīgās krāsās un atšķiras pēc šķīdības skābēs: ZnS - balts, CdS - dzelteni oranžs, MnS - miesas krāsā, HgS, CuS, PbS, FeS - melns, SnS - brūns , SnS 2 - dzeltens. Sārmu un sārmzemju metālu sulfīdi, kā arī amonija sulfīds viegli šķīst ūdenī. Šķīstošie sulfīdi ir ļoti hidrolizēti.

Na 2 S + H 2 O NaHS + NaOH

Sulfīdi, tāpat kā oksīdi, ir bāziski, skābi un amfotēriski. Galvenās īpašības ir sārmu un sārmzemju metālu sulfīdi, skābes īpašības - nemetālu sulfīdi. Atšķirība ķīmiskā daba sulfīdi izpaužas hidrolīzes reakcijās un dažāda rakstura sulfīdu savstarpējā mijiedarbībā. Hidrolīzes laikā veidojas bāzes sulfīdi sārmaina vide, skābe neatgriezeniski hidrolizējas, veidojot atbilstošās skābes:

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

Amfoteriskie sulfīdi nešķīst ūdenī, daži no tiem, piemēram, alumīnija, dzelzs (III), hroma (III) sulfīdi, ir pilnībā hidrolizēti:

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

Bārzisko un skābo sulfīdu mijiedarbībā veidojas tiosāļi. Tiem atbilstošās tioskābes parasti ir nestabilas, to sadalīšanās ir līdzīga skābekli saturošu skābju sadalīšanai.

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;

nātrija tiokarbonāts tiokarbonskābe

H 2 CS 3 = H 2 S + CS 2

persulfīda savienojumi. Sēra tendence veidot homoķēdes tiek realizēta persulfīdos (polisulfīdos), kas veidojas, karsējot sulfīdu šķīdumus ar sēru:

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

Persulfīdi ir sastopami dabā, piemēram, plaši izplatītais minerāls pirīts FeS 2 ir dzelzs(II) persulfīds. Minerālskābju iedarbībā uz polisulfīdu šķīdumiem tika izolēti polisulfāni - nestabilas eļļai līdzīgas vielas ar sastāvu H 2 S n, kur n svārstās no 2 līdz 23.

Persulfīdiem, tāpat kā peroksīdiem, piemīt gan oksidējošas, gan reducējošas īpašības, kā arī tie ir viegli nesamērīgi.

Na 2S 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

Savienojumi ar oksidācijas pakāpi +4. Vissvarīgākais ir sēra oksīds (IV) - bezkrāsaina gāze ar asu slikta smaka sēra dedzināšana. SO 2 molekulai ir leņķiska struktūra (OSO leņķis ir 119,5 °):

Rūpniecībā SO 2 iegūst, grauzdējot pirītu vai sadedzinot sēru. laboratorijas metode sēra dioksīda ražošana - spēcīgu minerālskābju iedarbība uz sulfītiem.

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

Sēra (IV) oksīds ir enerģisks reducētājs

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

bet, mijiedarbojoties ar spēcīgiem reducētājiem, tas var darboties kā oksidētājs:

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

Sēra dioksīds labi šķīst ūdenī (40 tilpumi uz 1 tilpumu ūdens). Ūdens šķīdumā hidratētās SO 2 molekulas daļēji disociējas, veidojot ūdeņraža katjonu:

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

Šī iemesla dēļ sēra dioksīda ūdens šķīdums bieži tiek uzskatīts par sērskābes - H 2 SO 3 šķīdumu, lai gan šķiet, ka šis savienojums patiesībā neeksistē. Tomēr sērskābes sāļi ir stabili un tos var izolēt atsevišķi:

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

nātrija hidrosulfīts nātrija sulfīts

Sulfīta anjonam ir trigonālas piramīdas struktūra ar sēra atomu augšpusē. Sēra atoma vientuļais pāris ir telpiski virzīts, tāpēc anjons, aktīvs elektronu pāra donors, viegli pārvēršas par tetraedrisku HSO 3 - un pastāv divu tautomēru formu veidā:

Sulfīti sārmu metāli labi šķīst ūdenī, lielā mērā hidrolizēts:

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

Spēcīgi reducētāji, uzglabājot to šķīdumus, pakāpeniski oksidējas ar atmosfēras skābekli, karsējot, tie nesamērīgi:

2Na 2S +4 O 3 + O 2 \u003d 2Na 2 S + 6 O 4; 4Na2S +4O3 \u003d Na2S-2 + 3Na2S +6O4

Oksidācijas stāvoklis +4 parādās halogenīdos un oksohalogenīdos:

SF 4 SOF 2 SOCl 2 SOBr 2

Sēra(IV) fluorīds Sēra(IV) oksofluorīds Sēra(IV) oksohlorīds Sēra(IV) oksobromīds

Visās iepriekš minētajās molekulās uz sēra atoma ir lokalizēts vientuļš elektronu pāris, SF 4 ir izkropļota tetraedra (bisfenoīda) forma, SOHal 2 ir trigonāla piramīda.

Sēra (IV) fluorīds ir bezkrāsaina gāze. Sēra (IV) oksohlorīds (tionilhlorīds, tionilhlorīds) ir bezkrāsains šķidrums ar asu smaku. Šīs vielas plaši izmanto organiskajā sintēzē, lai iegūtu fluororganiskos un hlora savienojumus.

Šāda veida savienojumi ir skābi, par ko liecina to saistība ar ūdeni:

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

Savienojumi ar oksidācijas pakāpi +6:

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

sēra(VI)fluorīds, sēra(VI)dioksodihlorīds, sēra(VI)oksīds, sērskābes sulfāta anjons

Sēra heksafluorīds ir bezkrāsaina inerta gāze, ko izmanto kā gāzveida dielektrisku. SF 6 molekula ir ļoti simetriska, un tai ir oktaedra ģeometrija. SO 2 Cl 2 (sulfurilhlorīds, sulfurilhlorīds) ir bezkrāsains šķidrums, kas hidrolīzes rezultātā kūp gaisā, ko izmanto organiskajā sintēzē kā hlorēšanas reaģentu:

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

Sēra(VI) oksīds ir bezkrāsains šķidrums (virs. 44,8 °C, t.p. 16,8 °C). Gāzveida stāvoklī SO 3 ir monomēra struktūra; šķidrā stāvoklī tas pārsvarā pastāv ciklisku trimēru molekulu veidā; cietā stāvoklī tas ir polimērs.

Rūpniecībā sēra trioksīdu iegūst, katalītiski oksidējot tā dioksīdu:

2SO 2 + O 2 ¾® 2SO 3

Laboratorijā SO 3 var iegūt, destilējot oleumu - sēra trioksīda šķīdumu sērskābē.

SO 3 ir tipisks skābs oksīds, kas enerģiski piesaista ūdeni un citus protonus saturošus reaģentus:

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

fluorsērskābe (fluorsulfonskābe)

skābe

Sērskābe- H 2 SO 4 - bezkrāsains eļļains šķidrums, tātad pl. 10,4 °C, b.p. 340 °C (ar sadalīšanos). Labi šķīst ūdenī, spēcīga divvērtīgā skābe. Koncentrēta sērskābe ir spēcīgs oksidētājs, īpaši sildot. Tas oksidē nemetālus un metālus, kas atrodas standarta elektrodu potenciālu virknē pa labi no ūdeņraža:

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

Mijiedarbojoties ar aktīvākiem metāliem, sērskābi var reducēt par sēru vai sērūdeņradi, piemēram,

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

Aukstā koncentrētā sērskābe pasivē daudzus metālus (dzelzi, svinu, alumīniju, hromu), jo uz to virsmas veidojas blīva oksīda vai sāls plēve.

Sērskābe veido divas sāļu sērijas: satur sulfāta anjonu - SO 4 2- (vidēji sāļi) un satur hidrosulfāta anjonu - HSO 4 - (skābi sāļi). Sulfāti parasti labi šķīst ūdenī, slikti šķīst BaSO 4, SrSO 4, PbSO 4, Cu 2 SO 4. Bārija sulfāta baltu, smalki kristālisku nogulšņu veidošanās, ja tās tiek pakļautas bārija hlorīda šķīdumam kvalitatīva reakcija uz sulfāta anjonu. Šo reakciju izmanto arī sēra kvantitatīvai noteikšanai.

Ba 2+ + SO 4 2- \u003d BaSO 4 ¯

Nozīmīgākie sērskābes sāļi ir: Na 2 SO 4 × 10H 2 O - mirabilīts, Glaubera sāls - izmanto sodas un stikla ražošanā; MgSO 4 × 7H 2 O - rūgtais Epsoma sāls - lieto medicīnā kā caurejas līdzekli, audumu apdarei, ādas miecēšanai; CaSO 4 × 2H 2 O - ģipsis - izmanto medicīnā un celtniecībā; CaSO 4 × 1 / 2H 2 O - alabastrs - izmanto kā celtniecības materiāls; CuSO 4 × 5H 2 O - vara sulfāts - izmantots lauksaimniecība aizsargāt augus no sēnīšu slimībām; FeSO 4 × 7H 2 O - dzelzs sulfāts - izmanto lauksaimniecībā kā mikromēslojumu un ūdens attīrīšanā kā koagulatoru; K 2 SO 4 × Al 2 (SO 4) 3 × 24H 2 O - kālija alauns - izmanto ādas miecēšanai.

Sērskābes sintēze rūpniecībā tiek veikta ar kontaktmetodi, kuras pirmais posms ir pirīta grauzdēšana:

4FeS2 + 11O2 = 2Fe2O3 + 8SO2

2SO 2 + O 2 \u003d 2SO 3

Kad SO 3 tiek izšķīdināts koncentrētā sērskābē, veidojas vesela virkne polisērskābju. H 2 SO 4, H 2 S 2 O 7, H 2 S 3 O 10, H 2 S 4 O 13 maisījums ir biezs eļļains šķidrums, kas kūp gaisā – oleumā. Kad oleumu atšķaida ar ūdeni S-O-S savienojumi pārtraukums un polisērskābes pārvēršas par vajadzīgās koncentrācijas sērskābi.

Pirosulfuric (divsērskābe).- H2S2O7:

Bezkrāsaini, kūstoši kristāli, kas izdalās no oleuma.

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

Pirosērskābes sāļus - pirosulfātus (disulfātus) - iegūst, termiski sadalot hidrosulfātus:

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

Tiosulfurskābe- H 2 S 2 O 3 - pastāv divās tautomērās formās:

Ūdens šķīdumos tas ir nestabils un sadalās, izdalot sēru un SO 2:

H 2 S 2 O 3 \u003d S¯ + SO 2 + H 2 O

Tiosulfātu sāļi - tiosulfāti - ir stabili, un tos var iegūt, vārot sēru ar sulfītu ūdens šķīdumiem:

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

Tiosulfātu īpašības nosaka sēra atomu klātbūtne divos dažādos oksidācijas stāvokļos -2 un +6. Tātad sēra klātbūtne oksidācijas stāvoklī -2 nosaka reducējošās īpašības:

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

Nātrija tiosulfātu plaši izmanto fotogrāfijā kā fiksatoru un analītiskajā ķīmijā joda un jodu izdalošo vielu kvantitatīvai noteikšanai (jodometriskā analīze).

Politionskābes. Tetraedriskās struktūras vienības polisērskābēs var apvienot caur sēra atomiem, kā rezultātā rodas savienojumi vispārējā formula H 2 S x O 6, kurā x \u003d 2 - 6.

Politionskābes ir nestabilas, bet veido stabilus sāļus – politionātus. Piemēram. nātrija tetrationāts veidojas, jodam iedarbojoties uz nātrija tiosulfāta ūdens šķīdumu:

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

Peroksērskābes (persērskābes) skābes. Tilta lomu, kas savieno polisērskābju struktūrvienības, var pildīt peroksīda grupa. Tā pati grupa ir daļa no monopersērskābes:

H 2 SO 5 - monopersērskābe H 2 S 2 O 8 - peroksodisērskābe

(karo skābe)

Peroksosulfurskābes tiek hidrolizētas, veidojot ūdeņraža peroksīdu:

H 2 SO 5 + H 2 O \u003d H 2 SO 4 + H 2 O 2; H2S2O8 + 2H2O \u003d 2H2SO4 + H2O2.

Peroksodisērskābi iegūst ar sērskābes ūdens šķīduma elektrolīzi:

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

Veido sāļus – persulfātus. Amonija persulfāts - (NH 4) 2 S 2 O 8 - tiek izmantots laboratorijā kā oksidētājs.

Formālais atoma lādiņš savienojumos ir palīglielums, to parasti izmanto elementu īpašību aprakstos ķīmijā. Šis nosacītais elektriskais lādiņš ir oksidācijas pakāpe. Tā nozīme mainās daudzu iespaidā ķīmiskie procesi. Lai gan lādiņš ir formāls, tas spilgti raksturo atomu īpašības un uzvedību redoksreakcijās (ORD).

Oksidācija un reducēšana

Agrāk ķīmiķi izmantoja terminu "oksidācija", lai aprakstītu skābekļa mijiedarbību ar citiem elementiem. Reakciju nosaukums cēlies no skābekļa latīņu nosaukuma – Oxygenium. Vēlāk izrādījās, ka oksidējas arī citi elementi. Šajā gadījumā tie tiek atjaunoti - tie piesaista elektronus. Katrs atoms molekulas veidošanās laikā maina tā valences elektronu apvalka struktūru. Šajā gadījumā parādās formāls lādiņš, kura vērtība ir atkarīga no nosacīti doto vai saņemto elektronu skaita. Lai raksturotu šo vērtību, iepriekš tika izmantots angļu ķīmiskais termins "oxidation number", kas tulkojumā nozīmē "oksidācijas numurs". Tās izmantošana balstās uz pieņēmumu, ka savienojošie elektroni molekulās vai jonos pieder atomam ar augstāku elektronegativitāti (EO). Spēja noturēt savus elektronus un piesaistīt tos no citiem atomiem labi izpaužas stipros nemetālos (halogēni, skābeklis). Spēcīgiem metāliem (nātrijs, kālijs, litijs, kalcijs, citi sārmu un sārmzemju elementi) ir pretējas īpašības.

Oksidācijas pakāpes noteikšana

Oksidācijas stāvoklis ir lādiņš, ko atoms iegūtu, ja saites veidošanā iesaistītie elektroni tiktu pilnībā novirzīti uz elektronnegatīvāku elementu. Ir vielas, kurām nav molekulārās struktūras (sārmu metālu halogenīdi un citi savienojumi). Šajos gadījumos oksidācijas stāvoklis sakrīt ar jona lādiņu. Nosacītais jeb reālais lādiņš parāda, kāds process notika, pirms atomi ieguva pašreizējo stāvokli. Pozitīvs oksidācijas stāvoklis ir kopējais elektronu skaits, kas ir izņemti no atomiem. Negatīvā nozīme oksidācijas pakāpe ir vienāda ar iegūto elektronu skaitu. Mainot oksidācijas stāvokli ķīmiskais elements spriest, kas notiek ar tā atomiem reakcijas laikā (un otrādi). Vielas krāsa nosaka, kādas izmaiņas ir notikušas oksidācijas stāvoklī. Hroma, dzelzs un vairāku citu elementu savienojumi, kuros tiem ir atšķirīga valence, ir atšķirīgi krāsoti.

Negatīvās, nulles un pozitīvās oksidācijas stāvokļa vērtības

Vienkāršas vielas veido ķīmiskie elementi ar vienādu EO vērtību. Šajā gadījumā savienojošie elektroni vienādi pieder visām strukturālajām daļiņām. Tāpēc iekšā vienkāršas vielas elementiem nav oksidācijas pakāpes (H 0 2, O 0 2, C 0). Kad atomi pieņem elektronus vai kopīgs mākonis mainās to virzienā, ir pieņemts rakstīt maksas ar mīnusa zīmi. Piemēram, F -1, O -2, C -4. Ziedojot elektronus, atomi iegūst reālu vai formālu pozitīvu lādiņu. OF 2 oksīdā skābekļa atoms katram nodod vienu elektronu diviem fluora atomiem un atrodas O +2 oksidācijas stāvoklī. Tiek uzskatīts, ka molekulā vai daudzatomu jonos elektronnegatīvāki atomi saņem visus saistošos elektronus.

Sērs ir elements, kam ir dažādas valences un oksidācijas pakāpes.

Galveno apakšgrupu ķīmiskajiem elementiem bieži ir zemāka valence, kas vienāda ar VIII. Piemēram, sērūdeņraža un metālu sulfīdu sēra valence ir II. Elementam ir raksturīgas vidējas un augstākas valences ierosinātā stāvoklī, kad atoms atdod vienu, divus, četrus vai visus sešus elektronus un uzrāda attiecīgi I, II, IV, VI valences. Tādām pašām vērtībām, tikai ar mīnusa vai plusa zīmi, ir sēra oksidācijas pakāpe:

• fluora sulfīdā dod vienu elektronu: -1;
• sērūdeņradi, mazākā vērtība: -2;
• dioksīda starpstāvoklī: +4;
• trioksīdā, sērskābē un sulfātos: +6.

Augstākajā oksidācijas stāvoklī sērs pieņem tikai elektronus; zemākajā stāvoklī tam ir spēcīgas reducējošas īpašības. Atkarībā no apstākļiem S+4 atomi savienojumos var darboties kā reducējošie vai oksidētāji.

Elektronu pārnese ķīmiskās reakcijās

Kad veidojas kristāls galda sāls nātrijs nodod elektronus elektronnegatīvākajam hloram. Elementu oksidācijas pakāpes sakrīt ar jonu lādiņiem: Na +1 Cl -1 . Molekulām, kas izveidotas, socializējot un pārvietojot elektronu pārus uz elektronnegatīvāku atomu, ir piemērojams tikai formālā lādiņa jēdziens. Bet var pieņemt, ka visi savienojumi sastāv no joniem. Tad atomi, piesaistot elektronus, iegūst nosacītu negatīvu lādiņu, bet atdodot – pozitīvu. Reakcijās norādiet, cik elektronu ir pārvietoti. Piemēram, oglekļa dioksīda molekulā C +4 O - 2 2 indekss, kas norādīts augšējā labajā stūrī plkst. ķīmiskais simbols ogleklis parāda no atoma izņemto elektronu skaitu. Skābekļa oksidācijas pakāpe šajā vielā ir -2. Atbilstošais indekss ar ķīmisko zīmi O ir pievienoto elektronu skaits atomā.

Kā aprēķināt oksidācijas pakāpi

Atomu ziedoto un pievienoto elektronu skaita skaitīšana var būt laikietilpīga. Šo uzdevumu atvieglo šādi noteikumi:

1. Vienkāršās vielās oksidācijas pakāpe ir nulle.
2. Visu neitrālā vielā esošo atomu vai jonu oksidācijas summa ir nulle.
3. Kompleksā jona visu elementu oksidācijas pakāpju summai jāatbilst visas daļiņas lādiņam.
4. Elektronegatīvāks atoms iegūst negatīvu oksidācijas pakāpi, ko raksta ar mīnusa zīmi.
5. Mazāk elektronegatīvie elementi saņem pozitīvus oksidācijas stāvokļus, tos raksta ar plus zīmi.
6. Skābekļa oksidācijas pakāpe parasti ir -2.
7. Par ūdeņradi raksturīga vērtība: +1, atrasts metālu hidrīdos: H-1.
8. Fluors ir elektronnegatīvākais no visiem elementiem, tā oksidācijas pakāpe vienmēr ir -4.
9. Lielākajai daļai metālu oksidācijas skaitļi un valences ir vienādi.

Oksidācijas stāvoklis un valence

Lielākā daļa savienojumu veidojas redoksprocesu rezultātā. Elektronu pāreja vai pārvietošanās no viena elementa uz otru izraisa to oksidācijas stāvokļa un valences izmaiņas. Bieži vien šīs vērtības sakrīt. Kā sinonīmu terminam "oksidācijas stāvoklis" var izmantot frāzi "elektroķīmiskā valence". Bet ir arī izņēmumi, piemēram, amonija jonā slāpeklis ir četrvērtīgs. Tajā pašā laikā šī elementa atoms ir oksidācijas stāvoklī -3. Organiskajās vielās ogleklis vienmēr ir četrvērtīgs, bet C atoma oksidācijas pakāpēm metānā CH 4, skudrskābā CH 3 OH un skābē HCOOH ir dažādas vērtības: -4, -2 un +2.

Redoksreakcijas

Daudzi no redox kritiskie procesi rūpniecībā, tehnoloģijās, sadzīvē un nedzīvā daba: sadegšana, korozija, fermentācija, intracelulāra elpošana, fotosintēze un citas parādības.

Sastādot OVR vienādojumus, koeficienti tiek atlasīti, izmantojot elektroniskā bilances metodi, kurā tiek darbinātas šādas kategorijas:

• oksidācijas stāvokļi;
• reducētājs nodod elektronus un tiek oksidēts;
• oksidētājs pieņem elektronus un tiek reducēts;
• doto elektronu skaitam jābūt vienādam ar piesaistīto elektronu skaitu.

Elektronu iegūšana ar atomu noved pie tā oksidācijas stāvokļa samazināšanās (reducēšanās). Viena vai vairāku elektronu zudumu atoms pavada elementa oksidācijas skaita palielināšanās reakciju rezultātā. OVR, plūstot starp spēcīgu elektrolītu joniem ūdens šķīdumos, biežāk izmanto nevis elektronisko līdzsvaru, bet gan pusreakciju metodi.

Valence ir sarežģīts jēdziens. Šis termins ir piedzīvojis ievērojamas pārvērtības vienlaikus ar ķīmiskās saites teorijas attīstību. Sākotnēji valence bija atoma spēja piesaistīt vai aizstāt noteiktu skaitu citu atomu vai atomu grupu, veidojot ķīmisku saiti.

Elementa atoma valences kvantitatīvais mērs bija ūdeņraža vai skābekļa atomu skaits (šie elementi tika uzskatīti par attiecīgi vienvērtīgiem un divvērtīgiem), ko elements pievieno, veidojot hidrīdu ar formulu EH x vai oksīdu ar formulu. E n O m.

Tātad slāpekļa atoma valence NH 3 amonjaka molekulā ir trīs, bet sēra atoms H 2 S molekulā ir divi, jo ūdeņraža atoma valence ir viena.

Savienojumos Na 2 O, BaO, Al 2 O 3, SiO 2 nātrija, bārija un silīcija valences ir attiecīgi 1, 2, 3 un 4.

Valences jēdzienu ķīmijā ieviesa pirms atoma struktūras tapšanas, proti, 1853. gadā angļu ķīmiķis Franklends. Tagad ir noskaidrots, ka elementa valence ir cieši saistīta ar atomu ārējo elektronu skaitu, jo atomu iekšējo apvalku elektroni nepiedalās ķīmisko saišu veidošanā.

Kovalentās saites elektroniskajā teorijā tiek uzskatīts, ka atoma valence tiek noteikts pēc tā nepāra elektronu skaita pamata vai ierosinātā stāvoklī, kas piedalās kopīgu elektronu pāru veidošanā ar citu atomu elektroniem.

Dažiem elementiem valence ir nemainīga vērtība. Tātad nātrijs vai kālijs visos savienojumos ir vienvērtīgs, kalcijs, magnijs un cinks ir divvērtīgs, alumīnijs ir trīsvērtīgs utt. Taču lielākajai daļai ķīmisko elementu ir mainīga valence, kas ir atkarīga no partnerelementa rakstura un procesa apstākļiem. Tātad dzelzs ar hloru var veidot divus savienojumus - FeCl 2 un FeCl 3, kuros dzelzs valence ir attiecīgi 2 un 3.

Oksidācijas stāvoklis- jēdziens, kas raksturo elementa stāvokli ķīmiskā savienojumā un tā uzvedību redoksreakcijās; Skaitliski oksidācijas stāvoklis ir vienāds ar formālo lādiņu, ko var attiecināt uz elementu, pamatojoties uz pieņēmumu, ka visi katras tā saites elektroni ir pārgājuši uz elektronnegatīvāko atomu.

Elektronegativitāte- mērs, kas raksturo atoma spēju iegūt negatīvu lādiņu ķīmiskās saites veidošanās laikā, vai atoma spējai molekulā piesaistīt valences elektronus, kas iesaistīti ķīmiskās saites veidošanā. Elektronegativitāte nav absolūta vērtība, un to aprēķina dažādas metodes. Tāpēc dažādās mācību grāmatās un uzziņu grāmatās norādītās elektronegativitātes vērtības var atšķirties.

2. tabulā parādīta dažu ķīmisko elementu elektronegativitāte pēc Sandersona skalas, bet 3. tabulā parādīta elementu elektronegativitāte pēc Polinga skalas.

Elektronegativitātes vērtība ir norādīta zem atbilstošā elementa simbola. Jo lielāka ir atoma elektronegativitātes skaitliskā vērtība, jo elektronnegatīvāks ir elements. Visvairāk elektronegatīvākais ir fluora atoms, vismazāk elektronegatīvais ir rubīdija atoms. Molekulā, ko veido divu dažādu ķīmisko elementu atomi, formālais negatīvais lādiņš būs atomam, kura elektronegativitātes skaitliskā vērtība būs lielāka. Tātad sēra dioksīda molekulā SO 2 sēra atoma elektronegativitāte ir 2,5, bet skābekļa atoma elektronegativitātes vērtība ir lielāka - 3,5. Tāpēc negatīvais lādiņš būs uz skābekļa atoma, bet pozitīvais lādiņš uz sēra atomu.

Amonjaka molekulā NH 3 slāpekļa atoma elektronegativitātes vērtība ir 3,0, bet ūdeņraža - 2,1. Tāpēc slāpekļa atomam būs negatīvs lādiņš, un ūdeņraža atomam būs pozitīvs lādiņš.

Jums skaidri jāzina vispārējās elektronegativitātes tendences. Tā kā jebkura ķīmiskā elementa atomam ir tendence iegūt stabilu ārējā elektronu slāņa konfigurāciju - inertas gāzes okteta apvalku, elementu elektronegativitāte periodā palielinās, un grupā elektronegativitāte parasti samazinās, palielinoties atomu skaitam. no elementa. Tāpēc, piemēram, sērs ir vairāk elektronnegatīvs nekā fosfors un silīcijs, un ogleklis ir vairāk elektronegatīvs nekā silīcijs.

Sastādot formulas savienojumiem, kas sastāv no diviem nemetāliem, elektronegatīvākais no tiem vienmēr tiek novietots pa labi: PCl 3, NO 2. Šim noteikumam ir daži vēsturiski izņēmumi, piemēram, NH 3 , PH 3 u.c.

Oksidācijas stāvokli parasti norāda ar arābu cipariem (ar zīmi cipara priekšā), kas atrodas virs elementa simbola, piemēram:

Lai noteiktu atomu oksidācijas pakāpi ķīmiskajos savienojumos, tiek ievēroti šādi noteikumi:

1. Elementu oksidācijas pakāpe vienkāršās vielās ir nulle.
2. Atomu oksidācijas pakāpju algebriskā summa molekulā ir nulle.
3. Savienojumos esošajam skābeklim galvenokārt ir oksidācijas pakāpe –2 (skābekļa fluorīdā OF 2 + 2, metālu peroksīdos, piemēram, M 2 O 2 –1).
4. Ūdeņradis savienojumos uzrāda oksidācijas pakāpi +1, izņemot hidrīdus aktīvie metāli, piemēram, sārmzeme vai sārmzeme, kurā ūdeņraža oksidācijas pakāpe ir -1.
5. Monatomiskajiem joniem oksidācijas pakāpe ir vienāda ar jona lādiņu, piemēram: K + - +1, Ba 2+ - +2, Br - - -1, S 2- - -2 utt.
6. Savienojumos ar kovalento polāro saiti elektronegatīvāka atoma oksidācijas pakāpei ir mīnusa zīme, bet mazāk elektronegatīvam atomam ir plusa zīme.
7. AT organiskie savienojumiūdeņraža oksidācijas pakāpe ir +1.

Ilustrēsim iepriekš minētos noteikumus ar vairākiem piemēriem.

1. piemērs Noteikt elementu oksidācijas pakāpi kālija K 2 O, selēna SeO 3 un dzelzs Fe 3 O 4 oksīdos.

Kālija oksīds K 2 O. Atomu oksidācijas pakāpju algebriskā summa molekulā ir nulle. Skābekļa oksidācijas pakāpe oksīdos ir –2. Apzīmēsim kālija oksidācijas pakāpi tā oksīdā kā n, tad 2n + (–2) = 0 vai 2n = 2, tātad n = +1, t.i., kālija oksidācijas pakāpe ir +1.

Selēna oksīds SeO 3 . SeO 3 molekula ir elektriski neitrāla. Trīs skābekļa atomu kopējais negatīvais lādiņš ir –2 × 3 = –6. Tāpēc, lai šo negatīvo lādiņu izlīdzinātu līdz nullei, selēna oksidācijas pakāpei jābūt +6.

Fe 3 O 4 molekula elektriski neitrāls. Četru skābekļa atomu kopējais negatīvais lādiņš ir –2 × 4 = –8. Lai izlīdzinātu šo negatīvo lādiņu, kopējam pozitīvajam lādiņam uz trim dzelzs atomiem jābūt +8. Tāpēc viena dzelzs atoma lādiņam jābūt 8/3 = +8/3.

Jāuzsver, ka elementa oksidācijas pakāpe savienojumā var būt daļskaitlis. Šādiem frakcionētiem oksidācijas stāvokļiem nav jēgas izskaidrot saiti ķīmiskajā savienojumā, bet tos var izmantot, lai formulētu vienādojumus redoksreakcijām.

2. piemērs Noteikt elementu oksidācijas pakāpi savienojumos NaClO 3, K 2 Cr 2 O 7.

NaClO 3 molekula ir elektriski neitrāla. Nātrija oksidācijas pakāpe ir +1, skābekļa oksidācijas pakāpe ir -2. Apzīmēsim hlora oksidācijas pakāpi kā n, tad +1 + n + 3 × (–2) = 0 vai +1 + n – 6 = 0, vai n – 5 = 0, tātad n = +5. Tādējādi hlora oksidācijas pakāpe ir +5.

K 2 Cr 2 O 7 molekula ir elektriski neitrāla. Kālija oksidācijas pakāpe ir +1, skābekļa oksidācijas pakāpe ir -2. Apzīmēsim hroma oksidācijas pakāpi ar n, tad 2 × 1 + 2n + 7 × (–2) = 0 vai +2 + 2n – 14 = 0, vai 2n – 12 = 0, 2n = 12, tātad n = +6. Tādējādi hroma oksidācijas pakāpe ir +6.

3. piemērs Noteiksim sēra oksidācijas pakāpi sulfātjonā SO 4 2– . SO 4 2– jonam ir –2 lādiņš. Skābekļa oksidācijas pakāpe ir –2. Apzīmēsim sēra oksidācijas pakāpi kā n, tad n + 4 × (–2) = –2, vai n – 8 = –2, vai n = –2 – (–8), tātad n = +6. Tādējādi sēra oksidācijas pakāpe ir +6.

Jāatceras, ka oksidācijas pakāpe dažkārt nav vienāda ar konkrētā elementa valenci.

Piemēram, slāpekļa atoma oksidācijas pakāpe amonjaka molekulā NH 3 vai hidrazīna molekulā N 2 H 4 ir attiecīgi -3 un -2, savukārt slāpekļa valence šajos savienojumos ir trīs.

Galveno apakšgrupu elementu maksimālais pozitīvais oksidācijas stāvoklis, kā likums, ir vienāds ar grupas skaitu (izņēmumi: skābeklis, fluors un daži citi elementi).

Maksimālais negatīvais oksidācijas stāvoklis ir 8 - grupas numurs.

Apmācības uzdevumi

1. Kurā savienojumā fosfora oksidācijas pakāpe ir +5?

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

2. Kuram savienojumam ir fosfora oksidācijas pakāpe -3?

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

3. Kurā savienojumā slāpekļa oksidācijas pakāpe ir vienāda ar +4?

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

4. Kurā savienojumā slāpekļa oksidācijas skaitlis ir vienāds ar -2?

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

5. Kurā savienojumā sēra oksidācijas pakāpe ir vienāda ar +2?

1) Na2SO3
2) SO2
3) SCl2
4) H2SO4

6. Kurā savienojumā sēra oksidācijas pakāpe ir vienāda ar +6?

1) Na2SO3
2) SO3
3) SCl2
4) H2SO3

7. Vielās, kuru formulas ir CrBr 2, K 2 Cr 2 O 7, Na 2 CrO 4, hroma oksidācijas pakāpe attiecīgi ir

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

8. Ķīmiskā elementa minimālais negatīvais oksidācijas stāvoklis parasti ir vienāds ar

1) perioda numurs
3) trūkstošo elektronu skaits pirms ārējā elektronu slāņa pabeigšanas

9. Galvenajās apakšgrupās esošo ķīmisko elementu maksimālais pozitīvais oksidācijas stāvoklis parasti ir vienāds ar

1) perioda numurs
2) ķīmiskā elementa kārtas numurs
3) grupas numurs
4) kopējais skaits elektroni elementā

10. Fosforam savienojumā ir maksimālais pozitīvais oksidācijas stāvoklis

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

11. Fosforam savienojumā ir viszemākais oksidācijas līmenis

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

12. Slāpekļa atomi amonija nitrītā, kas ir daļa no katjona un anjona, uzrāda attiecīgi oksidācijas stāvokļus

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

13. Skābekļa valence un oksidācijas pakāpe ūdeņraža peroksīdā ir attiecīgi

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

14. Sēra valence un oksidācijas pakāpe pirīta FeS2 ir attiecīgi

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

15. Slāpekļa atoma valence un oksidācijas pakāpe amonija bromīdā ir attiecīgi

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

16. Oglekļa atoms parāda negatīvs spēks oksidēšana saistībā ar

1) skābeklis
2) nātrijs
3) fluors
4) hlors

17. Tā savienojumos ir nemainīga oksidācijas pakāpe

1) stroncijs
2) dzelzs
3) sērs
4) hlors

18. To savienojumos var būt +3 oksidācijas pakāpe

1) hlors un fluors
2) fosfors un hlors
3) ogleklis un sērs
4) skābeklis un ūdeņradis

19. To savienojumos var būt +4 oksidācijas pakāpe

1) ogleklis un ūdeņradis
2) ogleklis un fosfors
3) ogleklis un kalcijs
4) slāpeklis un sērs

20. Oksidācijas pakāpe, kas vienāda ar grupas numuru, tā savienojumos ir redzama

1) hlors
2) dzelzs
3) skābeklis
4) fluors