Валентность химических элементов. Степень окисления химических элементов. Соединения серы

Формальный заряд атома в соединениях — вспомогательная величина, обычно ее используют в описаниях свойств элементов в химии. Этот условный электрический заряд и есть степень окисления. Его значение изменяется в результате многих химических процессов. Хотя заряд является формальным, он ярко характеризует свойства и поведение атомов в окислительно-восстановительных реакциях (ОВР).

Окисление и восстановление

В прошлом химики использовали термин «окисление», чтобы описать взаимодействие кислорода с другими элементами. Название реакций произошло от латинского наименования кислорода - Oxygenium. Позже выяснилось, что другие элементы тоже окисляют. В этом случае они восстанавливаются — присоединяют электроны. Каждый атом при образовании молекулы изменяет строение своей валентной электронной оболочки. В этом случае появляется формальный заряд, величина которого зависит от количества условно отданных или принятых электронов. Для характеристики этой величины ранее применяли английский химический термин "oxidation number", который в переводе означает «окислительное число». При его использовании исходят из допущения, что связывающие электроны в молекулах или ионах принадлежат атому, обладающему более высоким значением электроотрицательности (ЭО). Способность удерживать свои электроны и притягивать их от других атомов хорошо выражена у сильных неметаллов (галогенов, кислорода). Противоположными свойствами обладают сильные металлы (натрий, калий, литий, кальций, другие щелочные и щелочноземельные элементы).

Определение степени окисления

Степенью окисления называют заряд, который атом приобрел бы в том случае, если бы принимающие участие в образовании связи электроны полностью сместились к более электроотрицательному элементу. Есть вещества, не имеющие молекулярного строения (галогениды щелочных металлов и другие соединения). В этих случаях степень окисления совпадает с зарядом иона. Условный или реальный заряд показывает, какой процесс произошел до того, как атомы приобрели свое нынешнее состояние. Положительное значение степени окисления — это общее количество электронов, которые были удалены из атомов. Отрицательное значение степени окисления равно числу приобретенных электронов. По изменению состояния окисления химического элемента судят о том, что происходит с его атомами в ходе реакции (и наоборот). По цвету вещества определяют, какие произошли перемены в состоянии окисления. Соединения хрома, железа и ряда других элементов, в которых они проявляют разную валентность, окрашены неодинаково.

Отрицательное, нулевое и положительное значения степени окисления

Простые вещества образованы химическими элементами с одинаковым значением ЭО. В этом случае связывающие электроны принадлежат всем структурным частицам в равной степени. Следовательно, в простых веществах элементам несвойственно состояние окисления (Н 0 2 , О 0 2 , С 0). Когда атомы принимают электроны или общее облако смещается в их сторону, заряды принято писать со знаком "минус". Например, F -1 ,О -2 , С -4 . Отдавая электроны, атомы приобретают реальный или формальный положительный заряд. В оксиде OF 2 атом кислорода отдает по одному электрону двум атомам фтора и находится в состоянии окисления О +2 . Считают, что в молекуле или многоатомном ионе более электроотрицательные атомы получают все связывающие электроны.

Сера — элемент, проявляющий разные валентность и степени окисления

Химические элементы главных подгрупп зачастую проявляют низшую валентность равную VIII. Например, валентность серы в сероводороде и сульфидах металлов — II. Для элемента характерны промежуточные и высшая валентность в возбужденном состоянии, когда атом отдает один, два, четыре или все шесть электронов и проявляет соответственно валентности I, II, IV, VI. Такие же значения, только со знаком "минус" или "плюс", имеют степени окисления серы:

  • в сульфиде фтора отдает один электрон: -1;
  • в сероводороде низшее значение: -2;
  • в диоксиде промежуточное состояние: +4;
  • в триоксиде, серной кислоте и сульфатах: +6.

В своем высшем состоянии окисления сера только принимает электроны, в низшей степени — проявляет сильные восстановительные свойства. Атомы S +4 могут проявлять в соединениях функции восстановителей или окислителей в зависимости от условий.

Переход электронов в химических реакциях

При образовании кристалла поваренной соли натрий отдает электроны более электроотрицательному хлору. Степени окисления элементов совпадают с зарядами ионов: Na +1 Cl -1 . Для молекул, созданных путем обобществления и смещения электронных пар к более электроотрицательному атому, применимы только представления о формальном заряде. Но можно предположить, что все соединения состоят из ионов. Тогда атомы, притягивая электроны, приобретают условный отрицательный заряд, а отдавая, — положительный. В реакциях указывают, какое число электронов смещается. Например, в молекуле диоксида углерода С +4 О - 2 2 указанный в верхнем правом углу индекс при химическом символе углерода отображает количество электронов, удаленных из атома. Для кислорода в этом веществе характерно состояние окисления -2. Соответствующий индекс при химическом знаке О — количество добавленных электронов в атоме.

Как подсчитать степени окисления

Подсчет количества отданных и присоединенных атомами электронов может отнять много времени. Облегчают эту задачу следующие правила:

  1. В простых веществах степени окисления равны нулю.
  2. Сумма окисления всех атомов или ионов в нейтральном веществе равна нулю.
  3. В сложном ионе сумма степеней окисления всех элементов должна соответствовать заряду всей частицы.
  4. Более электроотрицательный атом приобретает отрицательное состояние окисления, которое записывают со знаком "минус".
  5. Менее электроотрицательные элементы получают положительные степени окисления, их записывают со знаком "плюс".
  6. Кислород в основном проявляет степень окисления, равную -2.
  7. Для водорода характерное значение: +1, в гидридах металлов встречается: Н-1.
  8. Фтор — наиболее электроотрицательный из всех элементов, его состояние окисления всегда равно -4.
  9. Для большинства металлов окислительные числа и валентности совпадают.

Степень окисления и валентность

Большинство соединений образуются в результате окислительно-восстановительных процессов. Переход или смещение электронов от одних элементов к другим приводит к изменению их состояния окисления и валентности. Зачастую эти величины совпадают. В качестве синонима к термину «степень окисления» можно использовать словосочетание «электрохимическая валентность». Но есть исключения, например, в ионе аммония азот четырехвалентен. Одновременно атом этого элемента находится в состоянии окисления -3. В органических веществах углерод всегда четырехвалентен, но состояния окисления атома С в метане СН 4 , муравьином спирте СН 3 ОН и кислоте НСООН имеют другие значения: -4, -2 и +2.

Окислительно-восстановительные реакции

К окислительно-восстановительным относятся многие важнейшие процессы в промышленности, технике, живой и неживой природе: горение, коррозия, брожение, внутриклеточное дыхание, фотосинтез и другие явления.

При составлении уравнений ОВР подбирают коэффициенты, используя метод электронного баланса, в котором оперируют следующими категориями:

  • степени окисления;
  • восстановитель отдает электроны и окисляется;
  • окислитель принимает электроны и восстанавливается;
  • число отданных электронов должно быть равно числу присоединенных.

Приобретение электронов атомом приводит к понижению его степени окисления (восстановлению). Утрата атомом одного или нескольких электронов сопровождается повышением окислительного числа элемента в результате реакций. Для ОВР, протекающих между ионами сильных электролитов в водных растворах, чаще используют не электронный баланс, а метод полуреакций.

Соединения со степенью окисления –2. Наиболее важными соединениями серыв степени окисления -2 являются сероводород и сульфиды. Сероводород - H 2 S - бесцветный газ с характерным запахом гниющего белка, токсичен. Молекула сероводорода имеет угловую форму, валентный угол равен 92º. Образуется при непосредственном взаимодействии водорода с парами серы. В лаборатории сероводород получают действием сильных кислот на сульфиды металлов:

Na 2 S + 2HCl = 2NaCl + H 2 S­

Сероводород сильный восстановитель, окисляется даже оксидом серы(IV).

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

В зависимости от условий продуктами окисления сульфидов могут быть S, SO 2 или Н 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

На воздухе и в атмосфере кислорода сероводород горит, образуя серу или SO 2 в зависимости от условий.

В воде сероводород мало растворим (2,5 объема H 2 S на 1 объем воды) и ведет себя как слабая двухосновная кислота.

H 2 S H + + HS - ; К 1 = 1×10 -7

HS - H + + S 2- ; К 2 = 2,5×10 -13

Как двухосновная кислота сероводород образует два ряда солей: гидросульфиды (кислые соли) и сульфиды (средние соли). Например, NaНS - гидросульфид и Na 2 S - сульфид натрия.

Сульфиды большинства металлов в воде малорастворимы, окрашены в характерные цвета и отличаются по растворимости в кислотах: ZnS - белый, CdS - желто-оранжевый, MnS - телесного цвета, HgS, CuS, PbS, FeS - черные, SnS - бурый, SnS 2 - желтый. В воде хорошо растворимы сульфиды щелочных и щелочноземельных металлов, а также сульфид аммония. Растворимые сульфиды сильно гидролизованы.

Na 2 S + H 2 О NaHS + NaOH

Сульфиды, как и оксиды, бывают основными, кислотными и амфотерными. Основные свойства проявляют сульфиды щелочных и щелочноземельных металлов, кислотные свойства – сульфиды неметаллов. Различие химической природы сульфидов проявляется в реакциях гидролиза и при взаимодействии сульфидов разной природы между собой. Основные сульфиды при гидролизе образуют щелочную среду, кислотные гидролизуются необратимо с образованием соответствующих кислот:

SiS 2 + 3H 2 О = H 2 SiO 3 + 2H 2 S

Амфотерные сульфиды в воде нерастворимы, некоторые из них, например, сульфиды алюминия, железа(III), хрома(III), полностью гидролизуются:

Аl 2 S 3 + 3H 2 О = 2Al(OH) 3 + 3H 2 S

При взаимодействии основных и кислотных сульфидов образуются тиосоли. Отвечающие им тиокислоты обычно неустойчивы, их разложение аналогично разложению кислородсодержащих кислот.

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

тиокарбонат натрия тиоугольная кислота

H 2 CS 3 = H 2 S + CS 2

Персульфидные соединения. Тенденция серы образовывать гомоцепи реализуется в персульфидах (полисульфидах), которые образуются при нагревании растворов сульфидов с серой:

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

Персульфиды встречаются в природе, например, широко распространенный минерал пирит FeS 2 представляет собой персульфид железа(II). При действии на растворы полисульфидов минеральных кислот выделены полисульфаны - нестойкие маслоподобные вещества состава H 2 S n , где n изменяется от 2 до 23.

Персульфиды подобно пероксидам проявляют как окислительные, так и восстановительные свойства, а также легко диспропорционируют.

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

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

Соединения со степенью окисления +4. Наибольшее значение имеет оксид серы(IV) - бесцветный газ с резким неприятным запахом горящей серы. Молекула SO 2 имеет угловое строение (угол OSO равен 119,5 °):

В промышленности SO 2 получают обжигом пирита или сжиганием серы. Лабораторный метод получения диоксида серы - действие сильных минеральных кислот на сульфиты.

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

Оксид серы(IV) является энергичным восстановителем

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

но, взаимодействуя с сильными восстановителями, может выступать в роли окислителя:

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

Диоксид серы хорошо растворим в воде (40 объемов на 1 объем воды). В водном растворе гидратированные молекулы SO 2 частично диссоциируют с образованием катиона водорода:

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

По этой причине водный раствор диоксида серы часто рассматривают как раствор сернистой кислоты - H 2 SO 3 , хотя реально это соединение, по-видимому, не существует. Тем не менее, соли сернистой кислоты устойчивы и могут быть выделены в индивидуальном виде:

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

гидросульфит натрия сульфит натрия

Сульфит-анион имеет структуру тригональной пирамиды с атомом серы в вершине. Неподеленная пара атома серы пространственно направлена, поэтому анион – активный донор электронной пары, легко переходит в тетраэдрический HSO 3 - и существует в виде двух таутомерных форм:

Сульфиты щелочных металлов хорошо растворимы в воде, в значительной мере гидролизованы:

SO 3 2- + H 2 О HSO 3 - + ОН -

Сильные восстановители, при хранении их растворов постепенно окисляются кислородом воздуха, при нагревании диспропорционируют:

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

Степень окисления +4 проявляется в галогенидах и оксогалогенидах:

SF 4 SOF 2 SOCl 2 SOBr 2

фторид серы(IV) оксофторид серы(IV) оксохлорид серы(IV) оксобромид серы(IV)

Во всех приведенных молекулах на атоме серы локализована неподеленная электронная пара, SF 4 имеет форму искаженного тетраэдра (бисфеноид), SOHal 2 – тригональной пирамиды.

Фторид серы(IV) - бесцветный газ. Оксохлорид серы(IV) (хлористый тионил, тионилхлорид) - бесцветная жидкость с резким запахом. Эти вещества широко применяются в органическом синтезе для получения фтор- и хлорорганических соединений.

Соединения данного типа имеют кислотный характер о чем свидетельствует их отношение к воде:

SF 4 + 3H 2 О = H 2 SO 3 + 4HF; SOCl 2 + 2H 2 О = H 2 SO 3 + 2HCl.

Соединения со степенью окисления +6:

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

фторид серы(VI) диоксодихлорид серы(VI) оксид серы(VI) серная кислота сульфат-анион

Гксафторид серы - бесцветный инертный газ, применяется в качестве газообразного диэлектрика. Молекула SF 6 высокосимметрична, имеет геометрию октаэдра. SO 2 Cl 2 (хлористый сульфурил, сульфурилхлорид) - бесцветная жидкость, дымящаяся на воздухе вследствие гидролиза, применяется в органическом синтезе как хлорирующий реагент:

SO 2 Cl 2 + 2H 2 О = H 2 SO 4 + 2HCl

Оксид серы(VI) - бесцветная жидкость (т.кип. 44,8 °С, т.пл. 16,8 °С). В газообразном состоянии SO 3 имеет мономерное строение, в жидком - преимущественно существует в виде циклических тримерных молекул, в твердом состоянии - полимер.

В промышленности триоксид серы получают каталитическим окислением ее диоксида:

2SO 2 + O 2 ¾® 2SO 3

В лаборатории SO 3 можно получить перегонкой олеума - раствора триоксида серы в серной кислоте.

SO 3 - типичный кислотный оксид, энергично присоединяющий воду и другие протонсодержащие реагенты:

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

фторсерная (фторсульфоновая)

кислота

Серная кислота - H 2 SO 4 - бесцветная маслянистая жидкость, т.пл. 10,4 °С, т.кип. 340 °С (с разложением). Неограниченно растворима в воде, сильная двухосновная кислота. Концентрирован­ная серная кислота - энергичный окислитель, особенно при нагревании. Она окисляет неметаллы и металлы, стоящие в ряду стандартных электродных потенциалов правее водорода:

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

Взаимодействуя с более активными металлами, серная кислота может восстанавливаться до серы или сероводорода, например,

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

Холодная концентрированная серная кислота пассивирует многие металлы (железо, свинец, алюминий, хром) за счет образования на их поверхности плотной оксидной или солевой пленки.

Серная кислота образует два ряда солей: содержащие сульфат-анион - SO 4 2- (средние соли) и содержащие гидросульфат-анион - HSO 4 - (кислые соли). Сульфаты в основном хорошо растворимы в воде, плохорастворимы BaSO 4 , SrSO 4 , PbSO 4 , Cu 2 SO 4 . Образование белого мелкокристаллического осадка сульфата бария при действии на раствор хлорида бария является качественной реакцией на сульфат-анион. Эта реакция применяется и для количественного определения серы.

Ва 2+ + SO 4 2- = ВаSO 4 ¯

Важнейшими солями серной кислоты являются: Na 2 SO 4 ×10H 2 O - мирабилит, глауберова соль - применяется при производстве соды и стекла; MgSO 4 ×7H 2 O - горькая английская соль - применяется в медицине как слабительное, для отделки тканей, при дублении кожи; CaSO 4 ×2H 2 O - гипс - применяется в медицине и строительстве; CaSO 4 ×1/2H 2 O - алебастр - применяется как строительный материал; CuSO 4 ×5H 2 O - медный купорос - используется в сельском хозяйстве для защиты растений от грибковых заболеваний; FeSO 4 ×7H 2 O - железный купорос - применяется в сельском хозяйстве в качестве микроудобрения и при очистке воды в качестве коагулятора; K 2 SO 4 ×Al 2 (SO 4) 3 ×24H 2 O - алюмокалиевые квасцы - применяются для дубления кож.

Синтез серной кислоты в промышленности осуществляется контактным методом, первой стадией которого является обжиг пирита:

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

2SO 2 + O 2 = 2SO 3

При растворении SO 3 в концентрированной серной кислоте образуется целая серия полисерных кислот. Смесь H 2 SO 4 , H 2 S 2 O 7 , H 2 S 3 O 10 , H 2 S 4 O 13 – густая маслянистая, дымящая на воздухе жидкость – олеум. При разбавлении олеума водой связи S-O-S разрываются и полисерные кислоты превращаются в серную кислоту необходимой концентрации.

Пиросерная (двусерная) кислота - H 2 S 2 O 7:

Бесцветные легкоплавкие кристаллы, выделяющиеся из олеума.

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

Соли пиросерной кислоты - пиросульфаты (дисульфаты) - получают термическим разложением гидросульфатов:

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

Тиосерная кислота - H 2 S 2 O 3 – существует в двух таутомерных формах:

В водных растворах неустойчива и распадается с выделением серы и SO 2:

H 2 S 2 O 3 = S¯ + SO 2 ­ + H 2 O

Соли тиосерной кислоты - тиосульфаты - устойчивы и могут быть получены кипячением серы с водными растворами сульфитов:

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

Свойства тиосульфатов определяется присутствием атомов серы в двух разных степенях окисления –2 и +6. Так наличие серы в степени окисления –2 обусловливает восстановительные свойства:

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

Тиосульфат натрия широко применяется в фотоделе как закрепитель и в аналитической химии для количественного определения иода и веществ, выделяющих иод (иодометрический анализ).

Политионовые кислоты . Тетраэдрические структурные звенья в полисерных кислотах могут объединяться через атомы серы, при этом получаются соединения общей формулы H 2 S x O 6 , в которой x = 2 – 6.

Политионовые кислоты неустойчивы, но образуют устойчивые соли - политионаты. Например. тетратионат натрия образуется при действии иода на водный раствор тиосульфата натрия:

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

Пероксосерные (надсерные) кислоты . Роль мостика, объединяющего структурные единицы полисерных кислот, может играть пероксидная группировка. Эта же группа входит в состав мононадсерной кислоты:

H 2 SO 5 - мононадсерная кислота H 2 S 2 O 8 - пероксодисерная кислота

(кислота Каро)

Пероксосерные кислоты гидролизуются с образованием перекиси водорода:

H 2 SO 5 + H 2 O = H 2 SO 4 + H 2 O 2 ; H 2 S 2 O 8 + 2H 2 O = 2H 2 SO 4 + H 2 O 2 .

Пероксодисерная кислота получается при электролизе водного раствора серной кислоты:

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

Образует соли - персульфаты. Персульфат аммония - (NH 4) 2 S 2 O 8 - применяется в лабораторных условиях как окислитель.

Степень окисления - условный заряд атома в соединении, вычисленный исходя из предположения, что оно состоит только из ионов. При определении этого понятия условно полагают, что связующие (валентные) электроны переходят к более электроотрицательным атомам (см. Электроотрицательность), а потому соединения состоят как бы из положительно и отрицательно заряженных ионов. Степень окисления может иметь нулевое, отрицательное и положительное значения, которые обычно ставятся над символом элемента сверху: .

Нулевое значение степени окисления приписывается атомам элементов, находящихся в свободном состоянии, например: . Отрицательное значение степени окисления имеют те атомы, в сторону которых смещается связующее электронное облако (электронная пара). У фтора во всех его соединениях она равна -1. Положительную степень окисления имеют атомы, отдающие валентные электроны другим атомам. Например, у щелочных и щелочноземельных металлов она соответственно равна и В простых ионах, подобных , К , она равна заряду иона. В большинстве соединений степень окисления атомов водорода равна , но в гидридах металлов (соединениях их с водородом) - и других - она равна -1. Для кислорода характерна степень окисления -2, но, к примеру, в соединении с фтором она будет , а в перекисных соединениях и др.) -1. В некоторых случаях эта величина может быть выражена и дробным числом: для железа в оксиде железа (II, III) она равна .

Алгебраическая сумма степеней окисления атомов в соединении равна нулю, а в сложном ионе - заряду иона. С помощью этого правила вычислим, например, степень окисления фосфора в ортофосфорной кислоте . Обозначив ее через и умножив степень окисления для водорода и кислорода на число их атомов в соединении, получим уравнение: откуда . Аналогично вычисляем степень окисления хрома в ионе - .

В соединениях степень окисления марганца будет соответственно .

Высшая степень окисления - это наибольшее положительное ее значение. Для большинства элементов она равна номеру группы в периодической системе и является важной количественной характеристикой элемента в его соединениях. Наименьшее значение степени окисления элемента, которое встречается в его соединениях, принято называть низшей степенью окисления; все остальные - промежуточными. Так, для серы высшая степень окисления равна , низшая -2, промежуточная .

Изменение степеней окисления элементов по группам периодической системы отражает периодичность изменения их химических свойств с ростом порядкового номера.

Понятие степени окисления элементов используется при классификации веществ, описании их свойств, составлении формул соединений и их международных названий. Но особенно широко оно применяется при изучении окислительно-восстановительных реакций. Понятие «степень окисления» часто используют в неорганической химии вместо понятия «валентность» (см. Валентность).

Подгруппа халькогенов включает в себя серу - это второй из элементов, который способен образовывать большое число рудных месторождений. Сульфаты, сульфиды, оксиды прочие соединения серы являются очень широко распространенными, важными в промышленности и природе. Поэтому в данной статье мы рассмотрим, какими они бывают, что собой представляет сама сера, ее простое вещество.

Сера и ее характеристика

Данный элемент имеет следующее положение в периодической системе.

  1. Шестая группа, главная подгруппа.
  2. Третий малый период.
  3. Атомная масса - 32,064.
  4. Порядковый номер - 16, протонов и электронов столько же, нейтронов также 16.
  5. Относится к элементам-неметаллам.
  6. В формулах читается, как "эс", название элемента сера, латинское sulfur.

В природе встречаются четыре стабильных изотопа с массовыми числами 32,33,34 и 36. Данный элемент шестой по распространенности в природе. Относится к биогенным элементам, так как входит в состав важных органических молекул.

Электронное строение атома

Соединения серы обязаны своим разнообразием особенностям электронного строения атома. Оно выражается следующей конфигурационной формулой: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 4 .

Приведенный порядок отражает лишь стационарное состояние элемента. Однако известно, что если атому сообщить дополнительную энергию, то возможно расспаривание электронов на 3р и 3s-подуровне, с последующим очередным переходом на 3d, который остается свободным. В результате изменяется не только валентность атома, но и все возможные степени окисления. Их количество значительно увеличивается, равно, как и число различных веществ с участием серы.

Степени окисления серы в соединениях

Можно выделить несколько основных вариантов данного показателя. Для серы это:

Из них наиболее редко встречается S +2 , остальные рассредоточены повсеместно. От степени окисления серы в соединениях зависит химическая активность и окислительная способность всего вещества. Так, например, соединения с -2 - это сульфиды. В них рассматриваемый нами элемент типичный окислитель.

Чем выше значение степени окисления в соединении, тем более выраженными окисляющими способностями будет обладать вещество. В этом легко убедиться, если вспомнить две основные кислоты, которые образует сера:

  • H 2 SO 3 - сернистая;
  • H 2 SO 4 - серная.

Известно, что последняя гораздо более стабильное, сильное соединение, обладающее в высокой концентрации очень серьезной способностью к окислению.

Простое вещество

Как простое вещество сера представляет собой желтые красивые кристаллы ровной правильной удлиненной формы. Хотя это лишь одна из ее форм, потому что существует две основные этого вещества. Первая, моноклинная или ромбическая - это и есть желтое не способное растворяться в воде, а лишь в органических растворителях. Отличается хрупкостью и красивой формой структуры, представленной в виде короны. Температура плавления - около 110 0 С.

Если же не пропустить промежуточный момент при нагревании такой модификации, то можно вовремя обнаружить другое состояние - пластическую серу. Она представляет собой резиноподобный тягучий раствор коричневого цвета, который при дальнейшем нагревании или резком охлаждении снова переходит в ромбическую форму.

Если же говорить о химически чистой сере, полученной путем многократных фильтраций, то она представляет собой ярко-желтые небольшие кристаллики, хрупкие и совсем нерастворимые в воде. Способны возгораться при контакте с влагой и кислородом воздуха. Отличаются достаточно высокой химической активностью.

Нахождение в природе

В природе встречаются естественные месторождения, из которых добываются соединения серы и она сама как простое вещество. Кроме того, она содержится:

  • в минералах, рудах и горных породах;
  • в организме животных, растений и человека, так как входит в состав многих органических молекул;
  • в природных газах, нефти и угле;
  • в горючих сланцах и природных водах.

Можно назвать несколько самых богатых на серу минералов:

  • киноварь;
  • пирит;
  • сфалерит;
  • антимонит;
  • галенит и прочие.

Большая часть получаемой сегодня серы уходит на сернокислое производство. Еще одна часть используется для медицинских целей, сельского хозяйства, промышленных процессов производства веществ.

Физические свойства

Их можно описать несколькими пунктами.

  1. В воде нерастворима, в сероуглероде или скипидаре - хорошо растворяется.
  2. При длительном трении накапливает отрицательный заряд.
  3. Температура плавления составляет 110 0 С.
  4. Температура кипения 190 0 С.
  5. При достижении 300 0 С переходит в жидкость, легкоподвижная.
  6. Чистое вещество способно самовозгораться горючие свойства очень хорошие.
  7. Сама по себе запах практически не имеет, однако водородные соединения серы издают резкий запах тухлых яиц. Так же, как и некоторые газообразные бинарные представители.

Физические свойства рассматриваемого вещества были известны людям с древности. Именно за свою горючесть сера и получила такое название. В войнах использовали удушающие и ядовитые испарения, которые формируются при сгорании этого соединения, как оружие против врагов. Кроме того, кислоты с участием серы также всегда имели важное промышленное значение.

Химические свойства

Тема: "Сера и ее соединения" в школьном курсе химии занимает не один урок, а несколько. Ведь их очень много. Это объясняется химической активностью данного вещества. Она может проявлять как окислительные свойства с более сильными восстановителями (металлы, бор и прочие), так и восстановительные с большинством неметаллов.

Однако, несмотря на такую активность, только с фтором взаимодействие идет при обычных условиях. Для всех остальных требуется нагревание. Можно обозначить несколько категорий веществ, с которыми способна взаимодействовать сера:

  • металлы;
  • неметаллы;
  • щелочи;
  • сильные окисляющие кислоты - серная и азотная.

Соединения серы: разновидности

Разнообразие их будет объясняется неодинаковым значением степени окисления основного элемента - серы. Так, можно выделить несколько основных типов веществ по этому признаку:

  • соединения со степенью окисления -2;

Если же рассматривать классы, а не показатель валентности, то данный элемент образует такие молекулы, как:

  • кислоты;
  • оксиды;
  • соли;
  • бинарные соединения с неметаллами (сероуглерод, хлориды);
  • органические вещества.

Теперь рассмотрим основные из них и приведем примеры.

Вещества со степенью окисления -2

Соединения серы 2 - это ее конформации с металлами, а также с:

  • углеродом;
  • водородом;
  • фосфором;
  • кремнием;
  • мышьяком;
  • бором.

В этих случаях она выступает в роли окислителя, так как все перечисленные элементы более электроположительные. Рассмотрим особо важные из них.

  1. Сероуглерод - CS 2 . Прозрачная жидкость с характерным приятным ароматом эфира. Является токсичным, огнеопасным и взрывающимся веществом. Используется как растворитель, причем для большинства видов масел, жиров, неметаллов, нитрата серебра, смол и каучуков. Также является важной частью в производстве искусственного шелка - вискозы. В промышленности синтезируется в больших количествах.
  2. Сероводород или сульфид водорода - H 2 S. Газ, не имеющий окраски и сладкий на вкус. Запах резкий, крайне неприятный, напоминает тухлое яйцо. Ядовитый, угнетает дыхательный центр, так как связывает ионы меди. Поэтому при отравлении им наступает удушье и смерть. Широко используется в медицине, органических синтезах, производстве серной кислоты, а также в качестве энергетически выгодного сырья.
  3. Сульфиды металлов находят широкое применение в медицине, в сернокислом производстве, получении красок, изготовлении люминофоров и прочих местах. Общая формула - Me x S y .

Соединения со степенью окисления +4

Соединения серы 4 - это преимущественно оксид и соответствующие ему соли и кислота. Все они являются достаточно распространенными соединениями, имеющими определенное значение в промышленности. Могут выступать и как окислители, но чаще проявляют восстановительные свойства.

Формулы соединения серы со степенью окисления +4 следующие:

  • оксид - сернистый газ SO 2 ;
  • кислота - сернистая H 2 SO 3 ;
  • соли имеют общую формулу Me x (SO 3) y.

Одним из самых распространенных является или ангидрид. Он представляет собой бесцветное вещество, обладающее запахом горелой спички. В больших скоплениях формируется при извержении вулканов, его в этот момент легко определить по запаху.

Растворяется в воде с образование легко разлагающейся кислоты - сернистой. Ведет себя, как типичный образует соли, в которые входит в виде сульфит-иона SO 3 2- . Этот ангидрид - основной газ, который влияет на загрязнение окружающей атмосферы. Именно он влияет на образование В промышленности используется в сернокислом производстве.

Соединения, в которых у серы степень окисления +6

К таким относятся, прежде всего, серный ангидрид и серная кислота со своими солями:

  • сульфатами;
  • гидросульфатами.

Так как атом серы в них находится в высшей степени окисления, то и свойства этих соединений вполне объяснимы. Они сильные окислители.

Оксид серы (VI) - серный ангидрид - представляет собой летучую бесцветную жидкость. Характерная черта - сильная влагопоглотительная способность. На открытом воздухе дымит. При растворении в воде дает одну из сильнейших минеральных кислот - серную. Концентрированный раствор ее является тяжелой маслянистой слегка желтоватой жидкостью. Если же ангидрид растворить в серной кислоте, то получится особое соединение, называемое олеум. Он используется в промышленности при производстве кислоты.

Среди солей - сульфатов - большое значение имеет такие соединения, как:

  • гипс CaSO 4 ·2H 2 O;
  • барит BaSO 4 ;
  • мирабилит;
  • сульфат свинца и прочие.

Они находят применение в строительстве, химических синтезах, медицине, изготовлении оптических приборов и стекол и даже пищевой промышленности.

Гидросульфаты находят широкое применение в металлургии, где используются в качестве флюса. А также именно они помогают переводить многие сложные окислы в растворимые сульфатные формы, что используется в соответствующих производствах.

Изучение серы в школьном курсе химии

Когда лучше всего происходит усвоение учащимися знаний о том, что такое сера, каковы ее свойства, что представляет собой соединение серы? 9 класс - лучший период. Это уже не самое начало, когда для детей все новое и непонятное. Это середина в изучении химической науки, когда основы, заложенные ранее, помогут полностью вникнуть в тему. Поэтому на рассмотрение данных вопросов выделяется именно второе полугодие выпускного класса. При этом вся тема делится на несколько блоков, в которых отдельно стоит урок "Соединения серы. 9 класс".

Это объясняется их многочисленностью. Также отдельно рассматривается вопрос о производстве серной кислоты в промышленности. В целом на данную тему отводится в среднем 3 часа.

А вот серы выносятся на изучение только в 10 классе, когда рассматриваются вопросы органики. Также затрагиваются они и на биологии в старших классах. Ведь сера входит в состав таких органических молекул, как:

  • тиоспирты (тиолы);
  • белки (третичная структура, на которой происходит формирование дисульфидных мостиков);
  • тиоальдегиды;
  • тиофенолы;
  • тиоэфиры;
  • сульфоновые кислоты;
  • сульфоксиды и прочие.

Их выделяют в особую группу сераорганических соединений. Они имеют важное значение не только в биологических процессах живых существ, но и в промышленности. Например, сульфоновые кислоты - основа многих лекарственных препаратов (аспирин, сульфаниламид или стрептоцид).

Кроме того, сера постоянный компонент таких соединений, как некоторые:

  • аминокислоты;
  • ферменты;
  • витамины;
  • гормоны.
Поделитесь с друзьями или сохраните для себя:

Загрузка...