Mögliche Oxidationsstufen von Schwefel in Verbindungen. Valenzmöglichkeiten von Phosphor

Verbindungen mit der Oxidationsstufe –2. Die wichtigsten Schwefelverbindungen mit der Oxidationsstufe -2 sind Schwefelwasserstoff und Sulfide. Schwefelwasserstoff – H 2 S – ist ein farbloses Gas mit einem charakteristischen Geruch nach verrottendem Eiweiß und giftig. Das Schwefelwasserstoffmolekül hat eine eckige Form, der Bindungswinkel beträgt 92°. Entsteht durch direkte Wechselwirkung von Wasserstoff mit Schwefeldampf. Im Labor entsteht Schwefelwasserstoff durch Einwirkung starker Säuren auf Metallsulfide:

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

Schwefelwasserstoff ist ein starkes Reduktionsmittel und kann sogar durch Schwefel(IV)-oxid oxidiert werden.

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

Abhängig von den Bedingungen können die Produkte der Sulfidoxidation S, SO 2 oder H 2 SO 4 sein:

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

An der Luft und in einer Sauerstoffatmosphäre verbrennt Schwefelwasserstoff und bildet je nach Bedingungen Schwefel oder SO 2 .

Schwefelwasserstoff ist in Wasser schwer löslich (2,5 Volumen H 2 S pro 1 Volumen Wasser) und verhält sich wie eine schwache zweibasige Säure.

H 2 S H + + HS - ; K 1 = 1×10 -7

HS - H + + S 2- ; K 2 = 2,5×10 -13

Als zweibasige Säure bildet Schwefelwasserstoff zwei Salzreihen: Hydrosulfide (saure Salze) und Sulfide (mittlere Salze). NaHS ist beispielsweise Hydrosulfid und Na 2 S ist Natriumsulfid.

Sulfide der meisten Metalle sind in Wasser schwer löslich, in charakteristischen Farben gefärbt und unterscheiden sich in der Löslichkeit in Säuren: ZnS – weiß, CdS – gelborange, MnS – fleischfarben, HgS, CuS, PbS, FeS – schwarz, SnS – braun , SnS 2 - gelb. Sulfide von Alkali- und Erdalkalimetallen sowie Ammoniumsulfid sind in Wasser gut löslich. Lösliche Sulfide sind stark hydrolysiert.

Na 2 S + H 2 O NaHS + NaOH

Sulfide sind wie Oxide basisch, sauer und amphoter. Die Haupteigenschaften weisen Sulfide von Alkali- und Erdalkalimetallen auf, saure Eigenschaften weisen Sulfide von Nichtmetallen auf. Der Unterschied in der chemischen Natur von Sulfiden äußert sich in Hydrolysereaktionen und in der Wechselwirkung von Sulfiden unterschiedlicher Natur untereinander. Basische Sulfide bilden bei der Hydrolyse ein alkalisches Milieu, saure werden irreversibel unter Bildung der entsprechenden Säuren hydrolysiert:

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

Amphotere Sulfide sind in Wasser unlöslich, einige von ihnen, zum Beispiel Sulfide von Aluminium, Eisen(III), Chrom(III), werden vollständig hydrolysiert:

Al 2 S 3 + 3H 2 O = 2Al(OH) 3 + 3H 2 S

Bei der Wechselwirkung basischer und saurer Sulfide entstehen Thiosalze. Die entsprechenden Thiosäuren sind meist instabil, ihr Abbau erfolgt ähnlich dem Abbau sauerstoffhaltiger Säuren.

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

Natriumthiocarbonat-Thiocarbonsäure

H 2 CS 3 = H 2 S + CS 2

Persulfidverbindungen. Die Tendenz von Schwefel zur Bildung von Homoketten kommt in Persulfiden (Polysulfiden) zum Ausdruck, die entstehen, wenn Lösungen von Sulfiden mit Schwefel erhitzt werden:

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

Persulfide kommen in der Natur vor; das weit verbreitete Mineral Pyrit FeS 2 ist beispielsweise Eisen(II)-Persulfid. Bei Einwirkung von Lösungen von Polysulfiden von Mineralsäuren werden Polysulfane isoliert – instabile ölartige Substanzen der Zusammensetzung H 2 S n, wobei n zwischen 2 und 23 variiert.

Persulfide weisen ebenso wie Peroxide sowohl oxidierende als auch reduzierende Eigenschaften auf und sind außerdem leicht disproportional.

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

Verbindungen mit der Oxidationsstufe +4. Das wichtigste ist Schwefel(IV)-oxid – ein farbloses Gas mit einem scharfen, unangenehmen Geruch nach brennendem Schwefel. Das SO2-Molekül hat eine eckige Struktur (der OSO-Winkel beträgt 119,5°):

In der Industrie wird SO 2 durch Rösten von Pyrit oder Verbrennen von Schwefel hergestellt. Eine Labormethode zur Herstellung von Schwefeldioxid ist die Einwirkung starker Mineralsäuren auf Sulfite.

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

Schwefel(IV)-oxid ist ein energiereiches Reduktionsmittel

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

aber in Wechselwirkung mit starken Reduktionsmitteln kann es als Oxidationsmittel wirken:

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

Schwefeldioxid ist in Wasser gut löslich (40 Volumen pro Volumen Wasser). In einer wässrigen Lösung dissoziieren hydratisierte SO2-Moleküle teilweise unter Bildung eines Wasserstoffkations:

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

Aus diesem Grund wird eine wässrige Lösung von Schwefeldioxid oft als Lösung von schwefliger Säure – H 2 SO 3 – betrachtet, obwohl diese Verbindung in Wirklichkeit offenbar nicht existiert. Die Salze der Schwefeligen Säure sind jedoch stabil und können einzeln isoliert werden:

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

Natriumhydrosulfit Natriumsulfit

Das Sulfitanion hat eine trigonale Pyramidenstruktur mit einem Schwefelatom an der Spitze. Das einsame Paar des Schwefelatoms ist räumlich gerichtet, daher wandelt sich das Anion, ein aktiver Donor eines Elektronenpaares, leicht in tetraedrisches HSO 3 um – und liegt in Form von zwei tautomeren Formen vor:

Alkalimetallsulfite sind gut wasserlöslich und werden weitgehend hydrolysiert:

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

Starke Reduktionsmittel werden bei der Lagerung ihrer Lösungen nach und nach durch Luftsauerstoff oxidiert und beim Erhitzen unverhältnismäßig:

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

Die Oxidationsstufe +4 kommt in Halogeniden und Oxohalogeniden vor:

SF 4 SOF 2 SOCl 2 SOBr 2

Schwefel(IV)-fluorid, Schwefel(IV)-oxofluorid, Schwefel(IV)-oxochlorid, Schwefel(IV)-oxobromid

In allen oben genannten Molekülen ist ein einzelnes Elektronenpaar am Schwefelatom lokalisiert, SF 4 hat die Form eines verzerrten Tetraeders (Bisphenoid), SOHal 2 hat die Form einer trigonalen Pyramide.

Schwefel(IV)fluorid ist ein farbloses Gas. Schwefel(IV)-oxochlorid (Thionylchlorid, Thionylchlorid) ist eine farblose Flüssigkeit mit stechendem Geruch. Diese Substanzen werden häufig in der organischen Synthese zur Gewinnung von Fluor- und Organochlorverbindungen verwendet.

Verbindungen dieser Art sind von Natur aus säurehaltig, wie ihr Verhältnis zu Wasser zeigt:

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

Verbindungen mit Oxidationsstufe +6:

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

Schwefel(VI)-fluorid, Schwefel(VI)-dioxodichlorid, Schwefel(VI)-oxid, Schwefelsäure, Sulfatanion

Schwefelhexafluorid ist ein farbloses Inertgas, das als gasförmiges Dielektrikum verwendet wird. Das SF 6 -Molekül ist hochsymmetrisch und hat eine oktaedrische Geometrie. SO 2 Cl 2 (Sulfurylchlorid, Sulfurylchlorid) ist eine farblose Flüssigkeit, die aufgrund von Hydrolyse an der Luft raucht und in der organischen Synthese als Chlorierungsreagenz verwendet wird:

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

Schwefeloxid (VI) ist eine farblose Flüssigkeit (Siedepunkt 44,8 °C, Schmelzpunkt 16,8 °C). Im gasförmigen Zustand hat SO 3 eine Monomerstruktur, im flüssigen Zustand liegt es hauptsächlich in Form zyklischer trimerer Moleküle vor und im festen Zustand ist es ein Polymer.

In der Industrie wird Schwefeltrioxid durch katalytische Oxidation seines Dioxids hergestellt:

2SO 2 + O 2 ¾® 2SO 3

Im Labor kann SO 3 durch Destillation von Oleum – einer Lösung von Schwefeltrioxid in Schwefelsäure – gewonnen werden.

SO 3 ist ein typisches saures Oxid, das Wasser und andere protonenhaltige Reagenzien kräftig hinzufügt:

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

Fluorschwefel (Fluorsulfonsäure)

Säure

Schwefelsäure- H 2 SO 4 – farblose ölige Flüssigkeit, Fp. 10,4 °C, Kp. 340 °C (unter Zersetzung). Unbegrenzt wasserlöslich, eine starke zweibasige Säure. Konzentrierte Schwefelsäure ist ein starkes Oxidationsmittel, insbesondere wenn sie erhitzt wird. Es oxidiert Nichtmetalle und Metalle, die in der Reihe der Standardelektrodenpotentiale rechts von Wasserstoff liegen:

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

Durch die Wechselwirkung mit aktiveren Metallen kann Schwefelsäure beispielsweise zu Schwefel oder Schwefelwasserstoff reduziert werden.

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

Kalte konzentrierte Schwefelsäure passiviert viele Metalle (Eisen, Blei, Aluminium, Chrom) durch die Bildung eines dichten Oxid- oder Salzfilms auf ihrer Oberfläche.

Schwefelsäure bildet zwei Serien von Salzen: solche mit dem Sulfatanion – SO 4 2- (mittlere Salze) und solche mit dem Hydrosulfatanion – HSO 4 – (saure Salze). Sulfate sind im Allgemeinen gut in Wasser löslich; BaSO 4 , SrSO 4 , PbSO 4 und Cu 2 SO 4 sind schlecht löslich. Die Bildung eines weißen, feinkristallinen Bariumsulfatniederschlags bei Einwirkung einer Bariumchloridlösung ist eine qualitative Reaktion auf das Sulfatanion. Diese Reaktion wird auch zur quantitativen Bestimmung von Schwefel verwendet.

Ba 2+ + SO 4 2- = BaSO 4 ¯

Die wichtigsten Salze der Schwefelsäure sind: Na 2 SO 4 ×10H 2 O – Mirabilit, Glaubersalz – verwendet bei der Herstellung von Soda und Glas; MgSO 4 × 7H 2 O – bitteres Bittersalz – wird in der Medizin als Abführmittel, zum Veredeln von Stoffen und zum Gerben von Leder verwendet; CaSO 4 ×2H 2 O – Gips – wird in der Medizin und im Bauwesen verwendet; CaSO 4 ×1/2H 2 O – Alabaster – wird als Baumaterial verwendet; CuSO 4 ×5H 2 O – Kupfersulfat – wird in der Landwirtschaft zum Schutz von Pflanzen vor Pilzkrankheiten verwendet; FeSO 4 × 7H 2 O – Eisensulfat – wird in der Landwirtschaft als Mikrodünger und in der Wasserreinigung als Koagulator verwendet; K 2 SO 4 ×Al 2 (SO 4) 3 ×24H 2 O – Kaliumalaun – wird zum Gerben von Leder verwendet.

Die Synthese von Schwefelsäure in der Industrie erfolgt nach der Kontaktmethode, deren erste Stufe das Rösten von Pyrit ist:

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

2SO2 + O2 = 2SO3

Beim Auflösen von SO 3 in konzentrierter Schwefelsäure entsteht eine ganze Reihe von Polyschwefelsäuren. Eine Mischung aus H 2 SO 4, H 2 S 2 O 7, H 2 S 3 O 10, H 2 S 4 O 13 ist eine dicke ölige Flüssigkeit, die an der Luft raucht – Oleum. Bei der Verdünnung von Oleum mit Wasser werden die S-O-S-Bindungen aufgebrochen und Polyschwefelsäuren in Schwefelsäure der erforderlichen Konzentration umgewandelt.

Pyroschwefelsäure (Dischwefelsäure).- H 2 S 2 O 7:

Farblose, schmelzbare Kristalle, die sich vom Oleum trennen.

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

Salze der Pyroschwefelsäure – Pyrosulfate (Disulfate) – werden durch thermische Zersetzung von Hydrosulfaten gewonnen:

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

Thioschwefelsäure- H 2 S 2 O 3 – liegt in zwei tautomeren Formen vor:

In wässrigen Lösungen ist es instabil und zersetzt sich unter Freisetzung von Schwefel und SO 2:

H 2 S 2 O 3 = S¯ + SO 2 + H 2 O

Salze der Thioschwefelsäure – Thiosulfate – sind stabil und können durch Kochen von Schwefel mit wässrigen Sulfitlösungen gewonnen werden:

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

Die Eigenschaften von Thiosulfaten werden durch das Vorhandensein von Schwefelatomen in zwei verschiedenen Oxidationsstufen –2 und +6 – bestimmt. Somit bestimmt das Vorhandensein von Schwefel in der Oxidationsstufe –2 die reduzierenden Eigenschaften:

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

Natriumthiosulfat wird in der Fotografie häufig als Fixiermittel und in der analytischen Chemie zur quantitativen Bestimmung von Jod und jodabgebenden Stoffen (iodometrische Analyse) eingesetzt.

Polythionsäuren. Tetraedrische Struktureinheiten in Polyschwefelsäuren können durch Schwefelatome verbunden werden, wodurch Verbindungen der allgemeinen Formel H 2 S x O 6 entstehen, in der x = 2 – 6.

Polythionsäuren sind instabil, bilden aber stabile Salze – Polythionate. Zum Beispiel. Natriumtetrathionat entsteht durch die Einwirkung von Jod auf eine wässrige Lösung von Natriumthiosulfat:

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

Peroxoschwefelsäure (Perschwefelsäure).. Die Rolle einer Brücke, die die Struktureinheiten von Polyschwefelsäuren verbindet, kann die Peroxidgruppe übernehmen. Zur gleichen Gruppe gehört Monoschwefelsäure:

H2SO5- Monoschwefelsäure H2S2O8 - Peroxodischwefelsäure

(Carosäure)

Peroxoschwefelsäuren hydrolysieren zu Wasserstoffperoxid:

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.

Peroxidschwefelsäure wird durch Elektrolyse einer wässrigen Schwefelsäurelösung gewonnen:

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

Bildet Salze – Persulfate. Ammoniumpersulfat – (NH 4) 2 S 2 O 8 – wird unter Laborbedingungen als Oxidationsmittel verwendet.

Der Oxidationszustand ist die bedingte Ladung eines Atoms in einer Verbindung, die auf der Grundlage der Annahme berechnet wird, dass sie nur aus Ionen besteht. Bei der Definition dieses Konzepts wird üblicherweise davon ausgegangen, dass die Bindungselektronen (Valenzelektronen) zu elektronegativeren Atomen wandern (siehe Elektronegativität) und die Verbindungen daher aus positiv und negativ geladenen Ionen bestehen. Die Oxidationszahl kann Null, negative und positive Werte annehmen, die üblicherweise über dem Elementsymbol platziert werden: .

Atomen von Elementen im freien Zustand wird die Oxidationsstufe Null zugewiesen, zum Beispiel: . Diejenigen Atome, zu denen sich die verbindende Elektronenwolke (Elektronenpaar) verschiebt, haben einen negativen Oxidationsstufenwert. Für Fluor in allen seinen Verbindungen beträgt er -1. Atome, die Valenzelektronen an andere Atome abgeben, haben eine positive Oxidationsstufe. Beispielsweise ist sie bei Alkali- und Erdalkalimetallen jeweils gleich und bei einfachen Ionen wie K gleich der Ladung des Ions. In den meisten Verbindungen ist die Oxidationsstufe von Wasserstoffatomen gleich, aber in Metallhydriden (ihren Verbindungen mit Wasserstoff) – und anderen – ist sie gleich –1. Sauerstoff zeichnet sich durch eine Oxidationsstufe von -2 aus, aber beispielsweise in Kombination mit Fluor und in Peroxidverbindungen usw.) -1. In einigen Fällen kann dieser Wert als Bruch ausgedrückt werden: Für Eisen in Eisen(II, III)-oxid beträgt er .

Die algebraische Summe der Oxidationsstufen der Atome in einer Verbindung ist Null und in einem komplexen Ion ist sie die Ladung des Ions. Mit dieser Regel berechnen wir beispielsweise die Oxidationsstufe von Phosphor in Orthophosphorsäure. Wenn wir es mit bezeichnen und die Oxidationsstufe von Wasserstoff und Sauerstoff mit der Anzahl ihrer Atome in der Verbindung multiplizieren, erhalten wir die Gleichung: woher . Auf ähnliche Weise berechnen wir den Oxidationszustand von Chrom im --Ion.

In Verbindungen ist die Oxidationsstufe von Mangan entsprechend.

Der höchste Oxidationszustand ist sein größter positiver Wert. Bei den meisten Elementen entspricht sie der Gruppennummer im Periodensystem und ist ein wichtiges quantitatives Merkmal des Elements in seinen Verbindungen. Der niedrigste Wert der Oxidationsstufe eines Elements, der in seinen Verbindungen auftritt, wird üblicherweise als niedrigste Oxidationsstufe bezeichnet; alle anderen sind mittelschwer. Für Schwefel ist die höchste Oxidationsstufe also , die niedrigste 2 und die mittlere Oxidationsstufe .

Die Änderung der Oxidationsstufen von Elementen nach Gruppen des Periodensystems spiegelt die Periodizität der Änderungen ihrer chemischen Eigenschaften mit zunehmender Ordnungszahl wider.

Das Konzept der Oxidationsstufe von Elementen wird bei der Klassifizierung von Stoffen, der Beschreibung ihrer Eigenschaften, der Zusammenstellung von Verbindungsformeln und ihren internationalen Namen verwendet. Besonders häufig wird es jedoch bei der Untersuchung von Redoxreaktionen eingesetzt. Der Begriff „Oxidationszustand“ wird in der anorganischen Chemie häufig anstelle des Begriffs „Valenz“ verwendet (siehe Valenz).

Die formale Ladung eines Atoms in Verbindungen ist eine Hilfsgröße; sie wird üblicherweise zur Beschreibung der Eigenschaften von Elementen in der Chemie verwendet. Diese konventionelle elektrische Ladung ist die Oxidationsstufe. Sein Wert verändert sich durch viele chemische Prozesse. Obwohl die Ladung formaler Natur ist, charakterisiert sie eindeutig die Eigenschaften und das Verhalten von Atomen bei Redoxreaktionen (ORR).

Oxidation und Reduktion

Früher verwendeten Chemiker den Begriff „Oxidation“, um die Wechselwirkung von Sauerstoff mit anderen Elementen zu beschreiben. Der Name der Reaktionen leitet sich vom lateinischen Namen für Sauerstoff ab – Oxygenium. Später stellte sich heraus, dass auch andere Elemente oxidieren. In diesem Fall werden sie reduziert – sie nehmen Elektronen auf. Jedes Atom verändert bei der Bildung eines Moleküls die Struktur seiner Valenzelektronenhülle. In diesem Fall entsteht eine formale Ladung, deren Größe von der Anzahl der konventionell abgegebenen oder aufgenommenen Elektronen abhängt. Um diesen Wert zu charakterisieren, wurde früher der englische chemische Begriff „Oxidationszahl“ verwendet, der übersetzt „Oxidationszahl“ bedeutet. Dabei wird davon ausgegangen, dass die Bindungselektronen in Molekülen oder Ionen zu einem Atom mit einem höheren Elektronegativitätswert (EO) gehören. Die Fähigkeit, ihre Elektronen zurückzuhalten und von anderen Atomen anzuziehen, kommt in starken Nichtmetallen (Halogen, Sauerstoff) gut zum Ausdruck. Starke Metalle (Natrium, Kalium, Lithium, Kalzium, andere Alkali- und Erdalkalielemente) haben die gegenteiligen Eigenschaften.

Bestimmung der Oxidationsstufe

Der Oxidationszustand ist die Ladung, die ein Atom annehmen würde, wenn die an der Bindungsbildung beteiligten Elektronen vollständig zu einem elektronegativeren Element verschoben würden. Es gibt Stoffe, die keine molekulare Struktur haben (Alkalimetallhalogenide und andere Verbindungen). In diesen Fällen stimmt die Oxidationsstufe mit der Ladung des Ions überein. Die konventionelle oder reale Ladung zeigt, welcher Prozess abgelaufen ist, bevor die Atome ihren aktuellen Zustand erreicht haben. Die positive Oxidationszahl ist die Gesamtzahl der Elektronen, die den Atomen entzogen wurden. Eine negative Oxidationszahl entspricht der Anzahl der aufgenommenen Elektronen. Indem man den Oxidationszustand eines chemischen Elements ändert, beurteilt man, was mit seinen Atomen während der Reaktion passiert (und umgekehrt). Die Farbe eines Stoffes bestimmt, welche Veränderungen in der Oxidationsstufe eingetreten sind. Verbindungen von Chrom, Eisen und einer Reihe anderer Elemente, in denen sie unterschiedliche Wertigkeiten aufweisen, sind unterschiedlich gefärbt.

Negative, Null- und positive Oxidationsstufenwerte

Einfache Stoffe werden aus chemischen Elementen mit gleichem EO-Wert gebildet. In diesem Fall gehören die Bindungselektronen allen Strukturteilchen gleichermaßen. Folglich haben die Elemente in einfachen Stoffen keine Oxidationsstufe (H 0 2, O 0 2, C 0). Wenn Atome Elektronen aufnehmen oder sich die allgemeine Wolke in ihre Richtung verschiebt, werden Ladungen normalerweise mit einem Minuszeichen geschrieben. Zum Beispiel F -1, O -2, C -4. Durch die Abgabe von Elektronen erhalten Atome eine reale oder formal positive Ladung. Im OF2-Oxid gibt das Sauerstoffatom jeweils ein Elektron an zwei Fluoratome ab und befindet sich in der Oxidationsstufe O +2. In einem Molekül oder mehratomigen Ion sollen die elektronegativeren Atome alle Bindungselektronen erhalten.

Schwefel ist ein Element mit unterschiedlichen Wertigkeits- und Oxidationsstufen

Chemische Elemente der Hauptuntergruppen weisen häufig eine niedrigere Wertigkeit von VIII auf. Beispielsweise beträgt die Wertigkeit von Schwefel in Schwefelwasserstoff und Metallsulfiden II. Ein Element zeichnet sich durch eine mittlere und höchste Wertigkeit im angeregten Zustand aus, wenn das Atom ein, zwei, vier oder alle sechs Elektronen abgibt und die Wertigkeiten I, II, IV, VI aufweist. Die gleichen Werte, nur mit Minus- oder Pluszeichen, haben die Oxidationsstufen von Schwefel:

• in Fluorsulfid spendet ein Elektron: -1;
• bei Schwefelwasserstoff der niedrigste Wert: -2;
• im Dioxid-Zwischenzustand: +4;
• in Trioxid, Schwefelsäure und Sulfaten: +6.

In seiner höchsten Oxidationsstufe nimmt Schwefel nur Elektronen auf, in seiner niedrigeren Stufe weist er stark reduzierende Eigenschaften auf. S+4-Atome können in Verbindungen je nach Bedingungen als Reduktionsmittel oder Oxidationsmittel wirken.

Übertragung von Elektronen bei chemischen Reaktionen

Wenn sich ein Natriumchloridkristall bildet, gibt Natrium Elektronen an das elektronegativere Chlor ab. Die Oxidationsstufen der Elemente stimmen mit den Ladungen der Ionen überein: Na +1 Cl -1. Für Moleküle, die durch die gemeinsame Nutzung und Verschiebung von Elektronenpaaren zu einem elektronegativeren Atom entstehen, ist nur das Konzept der formalen Ladung anwendbar. Wir können jedoch davon ausgehen, dass alle Verbindungen aus Ionen bestehen. Dann erhalten die Atome durch die Anziehung von Elektronen eine bedingte negative Ladung und durch ihre Abgabe eine positive. Sie geben bei Reaktionen an, wie viele Elektronen verdrängt werden. Beispielsweise spiegelt im Kohlendioxidmolekül C +4 O - 2 2 der in der oberen rechten Ecke des chemischen Symbols für Kohlenstoff angegebene Index die Anzahl der vom Atom entfernten Elektronen wider. Sauerstoff in dieser Substanz zeichnet sich durch eine Oxidationsstufe von -2 aus. Der entsprechende Index für das chemische Zeichen O ist die Anzahl der hinzugefügten Elektronen im Atom.

So berechnen Sie Oxidationsstufen

Das Zählen der Anzahl der von Atomen abgegebenen und aufgenommenen Elektronen kann zeitaufwändig sein. Die folgenden Regeln erleichtern diese Aufgabe:

1. In einfachen Stoffen sind die Oxidationsstufen Null.
2. Die Summe der Oxidation aller Atome oder Ionen in einer neutralen Substanz ist Null.
3. In einem komplexen Ion muss die Summe der Oxidationsstufen aller Elemente der Ladung des gesamten Teilchens entsprechen.
4. Ein elektronegativeres Atom erhält eine negative Oxidationsstufe, die mit einem Minuszeichen geschrieben wird.
5. Weniger elektronegative Elemente erhalten positive Oxidationsstufen und werden mit einem Pluszeichen geschrieben.
6. Sauerstoff weist im Allgemeinen eine Oxidationsstufe von -2 auf.
7. Für Wasserstoff beträgt der charakteristische Wert: +1; für Metallhydride gilt: H-1.
8. Fluor ist das elektronegativste aller Elemente und seine Oxidationsstufe beträgt immer -4.
9. Bei den meisten Metallen sind die Oxidationszahlen und Wertigkeiten gleich.

Oxidationszustand und Wertigkeit

Die meisten Verbindungen entstehen durch Redoxprozesse. Der Übergang oder die Verschiebung von Elektronen von einem Element zu einem anderen führt zu einer Änderung ihrer Oxidationsstufe und Wertigkeit. Oftmals stimmen diese Werte überein. Der Ausdruck „elektrochemische Valenz“ kann als Synonym für den Begriff „Oxidationszustand“ verwendet werden. Es gibt jedoch Ausnahmen, zum Beispiel ist Stickstoff im Ammoniumion vierwertig. Gleichzeitig befindet sich das Atom dieses Elements in der Oxidationsstufe -3. In organischen Substanzen ist Kohlenstoff immer vierwertig, aber die Oxidationsstufen des C-Atoms in Methan CH 4, Ameisenalkohol CH 3 OH und Säure HCOOH haben unterschiedliche Werte: -4, -2 und +2.

Redoxreaktionen

Redoxprozesse umfassen viele der wichtigsten Prozesse in Industrie, Technik, belebter und unbelebter Natur: Verbrennung, Korrosion, Fermentation, intrazelluläre Atmung, Photosynthese und andere Phänomene.

Bei der Erstellung von OVR-Gleichungen werden die Koeffizienten mithilfe der Methode der elektronischen Waage ausgewählt, die mit den folgenden Kategorien arbeitet:

• Oxidationsstufen;
• das Reduktionsmittel gibt Elektronen ab und wird oxidiert;
• das Oxidationsmittel nimmt Elektronen auf und wird reduziert;
• Die Anzahl der abgegebenen Elektronen muss gleich der Anzahl der hinzugefügten Elektronen sein.

Die Aufnahme von Elektronen durch ein Atom führt zu einer Verringerung seiner Oxidationsstufe (Reduktion). Der Verlust eines oder mehrerer Elektronen durch ein Atom geht mit einer Erhöhung der Oxidationszahl des Elements infolge von Reaktionen einher. Bei Redoxreaktionen zwischen Ionen starker Elektrolyte in wässrigen Lösungen wird häufig die Methode der Halbreaktionen anstelle des elektronischen Gleichgewichts verwendet.

Die Elektronegativität ändert sich wie andere Eigenschaften der Atome chemischer Elemente periodisch mit zunehmender Ordnungszahl des Elements:

Die obige Grafik zeigt die Periodizität der Änderungen der Elektronegativität von Elementen der Hauptuntergruppen in Abhängigkeit von der Ordnungszahl des Elements.

Wenn man sich eine Untergruppe des Periodensystems nach unten bewegt, nimmt die Elektronegativität chemischer Elemente ab, und wenn man sich entlang der Periode nach rechts bewegt, nimmt sie zu.

Die Elektronegativität spiegelt die Nichtmetallizität von Elementen wider: Je höher der Wert der Elektronegativität, desto mehr nichtmetallische Eigenschaften hat das Element.

Oxidationszustand

Wie berechnet man den Oxidationszustand eines Elements in einer Verbindung?

1) Die Oxidationsstufe chemischer Elemente in einfachen Stoffen ist immer Null.

2) Es gibt Elemente, die in komplexen Stoffen einen konstanten Oxidationszustand aufweisen:

3) Es gibt chemische Elemente, die in den allermeisten Verbindungen eine konstante Oxidationsstufe aufweisen. Zu diesen Elementen gehören:

Element	Oxidationszustand in fast allen Verbindungen	Ausnahmen
Wasserstoff H	+1	Hydride von Alkali- und Erdalkalimetallen, zum Beispiel:
Sauerstoff O	-2	Wasserstoff- und Metallperoxide: Sauerstofffluorid -

4) Die algebraische Summe der Oxidationsstufen aller Atome in einem Molekül ist immer Null. Die algebraische Summe der Oxidationsstufen aller Atome in einem Ion ist gleich der Ladung des Ions.

5) Die höchste (maximale) Oxidationsstufe entspricht der Gruppennummer. Ausnahmen, die nicht unter diese Regelung fallen, sind Elemente der sekundären Nebengruppe der Gruppe I, Elemente der sekundären Nebengruppe der Gruppe VIII sowie Sauerstoff und Fluor.

Chemische Elemente, deren Gruppennummer nicht mit ihrer höchsten Oxidationsstufe übereinstimmt (muss man sich merken)

6) Die niedrigste Oxidationsstufe von Metallen ist immer Null und die niedrigste Oxidationsstufe von Nichtmetallen wird nach der Formel berechnet:

niedrigste Oxidationsstufe des Nichtmetalls = Gruppennummer − 8

Basierend auf den oben dargestellten Regeln können Sie den Oxidationszustand eines chemischen Elements in jedem Stoff bestimmen.

Ermittlung der Oxidationsstufen von Elementen in verschiedenen Verbindungen

Beispiel 1

Bestimmen Sie die Oxidationsstufen aller Elemente in Schwefelsäure.

Lösung:

Schreiben wir die Formel der Schwefelsäure:

Die Oxidationsstufe von Wasserstoff beträgt in allen komplexen Stoffen +1 (außer Metallhydriden).

Die Oxidationsstufe von Sauerstoff in allen komplexen Stoffen beträgt -2 (außer Peroxiden und Sauerstofffluorid OF 2). Ordnen wir die bekannten Oxidationsstufen:

Bezeichnen wir die Oxidationsstufe von Schwefel als X:

Das Schwefelsäuremolekül ist, wie das Molekül jeder Substanz, im Allgemeinen elektrisch neutral, weil die Summe der Oxidationsstufen aller Atome in einem Molekül ist Null. Schematisch lässt sich dies wie folgt darstellen:

Diese. wir haben die folgende Gleichung erhalten:

Lass es uns lösen:

Somit beträgt die Oxidationsstufe von Schwefel in Schwefelsäure +6.

Beispiel 2

Bestimmen Sie den Oxidationszustand aller Elemente in Ammoniumdichromat.

Lösung:

Schreiben wir die Formel von Ammoniumdichromat:

Wie im vorherigen Fall können wir die Oxidationsstufen von Wasserstoff und Sauerstoff anordnen:

Wir sehen jedoch, dass die Oxidationsstufen zweier chemischer Elemente gleichzeitig unbekannt sind – Stickstoff und Chrom. Daher können wir keine Oxidationsstufen ähnlich wie im vorherigen Beispiel finden (eine Gleichung mit zwei Variablen hat keine einzige Lösung).

Machen wir darauf aufmerksam, dass dieser Stoff zur Klasse der Salze gehört und dementsprechend eine ionische Struktur aufweist. Dann können wir mit Recht sagen, dass die Zusammensetzung von Ammoniumdichromat NH 4 + -Kationen enthält (die Ladung dieses Kations ist in der Löslichkeitstabelle ersichtlich). Da die Formeleinheit von Ammoniumdichromat zwei positiv einfach geladene NH 4 + -Kationen enthält, beträgt die Ladung des Dichromat-Ions folglich -2, da die Substanz insgesamt elektrisch neutral ist. Diese. Die Substanz wird durch NH 4 + -Kationen und Cr 2 O 7 2--Anionen gebildet.

Wir kennen die Oxidationsstufen von Wasserstoff und Sauerstoff. Zu wissen, dass die Summe der Oxidationsstufen der Atome aller Elemente in einem Ion gleich der Ladung ist, und die Oxidationsstufen von Stickstoff und Chrom als zu bezeichnen X Und j dementsprechend können wir schreiben:

Diese. wir erhalten zwei unabhängige Gleichungen:

Was wir lösen, finden wir X Und j:

So sind in Ammoniumdichromat die Oxidationsstufen von Stickstoff -3, Wasserstoff +1, Chrom +6 und Sauerstoff -2.

Lesen Sie, wie Sie die Oxidationsstufen von Elementen in organischen Substanzen bestimmen.

Wertigkeit

Die Wertigkeit von Atomen wird durch römische Ziffern angegeben: I, II, III usw.

Die Valenzfähigkeiten eines Atoms hängen von der Menge ab:

1) ungepaarte Elektronen

2) einzelne Elektronenpaare in den Orbitalen der Valenzniveaus

3) leere Elektronenorbitale des Valenzniveaus

Valenzmöglichkeiten des Wasserstoffatoms

Lassen Sie uns die Elektronengraphikformel des Wasserstoffatoms darstellen:

Es wurde gesagt, dass drei Faktoren die Valenzmöglichkeiten beeinflussen können – das Vorhandensein ungepaarter Elektronen, das Vorhandensein freier Elektronenpaare auf der äußeren Ebene und das Vorhandensein freier (leerer) Orbitale auf der äußeren Ebene. Auf dem äußeren (und einzigen) Energieniveau sehen wir ein ungepaartes Elektron. Demnach kann Wasserstoff durchaus die Wertigkeit I haben. Allerdings gibt es im ersten Energieniveau nur ein Unterniveau – S, diese. Das Wasserstoffatom auf der äußeren Ebene hat weder einsame Elektronenpaare noch leere Orbitale.

Somit ist die einzige Valenz, die ein Wasserstoffatom aufweisen kann, I.

Valenzmöglichkeiten des Kohlenstoffatoms

Betrachten wir die elektronische Struktur des Kohlenstoffatoms. Im Grundzustand ist die elektronische Konfiguration seiner äußeren Ebene wie folgt:

Diese. Im Grundzustand auf dem äußeren Energieniveau des nicht angeregten Kohlenstoffatoms befinden sich 2 ungepaarte Elektronen. In diesem Zustand kann es eine Wertigkeit von II aufweisen. Allerdings geht das Kohlenstoffatom sehr leicht in einen angeregten Zustand über, wenn ihm Energie zugeführt wird, und die elektronische Konfiguration der äußeren Schicht nimmt in diesem Fall die Form an:

Obwohl für die Anregung des Kohlenstoffatoms eine gewisse Energiemenge aufgewendet wird, wird dieser Aufwand durch die Bildung von vier kovalenten Bindungen mehr als ausgeglichen. Aus diesem Grund ist die Wertigkeit IV viel charakteristischer für das Kohlenstoffatom. Beispielsweise hat Kohlenstoff in den Molekülen Kohlendioxid, Kohlensäure und absolut allen organischen Substanzen die Wertigkeit IV.

Neben ungepaarten Elektronen und einsamen Elektronenpaaren beeinflusst auch das Vorhandensein freier ()Valenzniveauorbitale die Valenzmöglichkeiten. Das Vorhandensein solcher Orbitale auf gefülltem Niveau führt dazu, dass das Atom als Elektronenpaarakzeptor fungieren kann, d.h. bilden über einen Donor-Akzeptor-Mechanismus zusätzliche kovalente Bindungen. Im Kohlenmonoxid-CO-Molekül ist die Bindung beispielsweise wider Erwarten nicht doppelt, sondern dreifach, wie die folgende Abbildung deutlich zeigt:

Valenzmöglichkeiten des Stickstoffatoms

Schreiben wir die elektronische Grafikformel für das äußere Energieniveau des Stickstoffatoms:

Wie aus der obigen Abbildung ersichtlich ist, verfügt das Stickstoffatom im Normalzustand über drei ungepaarte Elektronen, und daher ist es logisch anzunehmen, dass es die Valenz III aufweisen kann. Tatsächlich wird in den Molekülen Ammoniak (NH 3), salpetriger Säure (HNO 2), Stickstofftrichlorid (NCl 3) usw. eine Wertigkeit von drei beobachtet.

Oben wurde gesagt, dass die Wertigkeit eines Atoms eines chemischen Elements nicht nur von der Anzahl ungepaarter Elektronen abhängt, sondern auch vom Vorhandensein einzelner Elektronenpaare. Dies liegt daran, dass eine kovalente chemische Bindung nicht nur dann gebildet werden kann, wenn zwei Atome sich gegenseitig ein Elektron zur Verfügung stellen, sondern auch, wenn ein Atom mit einem freien Elektronenpaar – Donor () – es einem anderen Atom mit einem freien ( ) Orbitalvalenzniveau (Akzeptor). Diese. Für das Stickstoffatom ist aufgrund einer zusätzlichen kovalenten Bindung, die durch den Donor-Akzeptor-Mechanismus gebildet wird, auch die Valenz IV möglich. Beispielsweise werden bei der Bildung eines Ammoniumkations vier kovalente Bindungen beobachtet, von denen eine durch einen Donor-Akzeptor-Mechanismus entsteht:

Obwohl eine der kovalenten Bindungen nach dem Donor-Akzeptor-Mechanismus gebildet wird, sind alle N-H-Bindungen im Ammoniumkation absolut identisch und unterscheiden sich nicht voneinander.

Das Stickstoffatom ist nicht in der Lage, eine Wertigkeit gleich V aufzuweisen. Dies liegt daran, dass es für ein Stickstoffatom unmöglich ist, in einen angeregten Zustand überzugehen, in dem zwei Elektronen gepaart sind und eines von ihnen in ein freies Orbital übergeht, dessen Energieniveau am nächsten liegt. Das Stickstoffatom hat keine D-Unterniveau, und der Übergang zum 3s-Orbital ist energetisch so aufwendig, dass die Energiekosten nicht durch die Bildung neuer Bindungen gedeckt werden. Viele fragen sich vielleicht, welche Wertigkeit beispielsweise Stickstoff in den Molekülen Salpetersäure HNO 3 oder Stickoxid N 2 O 5 hat? Kurioserweise ist die Wertigkeit dort auch IV, wie aus den folgenden Strukturformeln hervorgeht:

Die gestrichelte Linie in der Abbildung zeigt das sogenannte delokalisiert π -Verbindung. Aus diesem Grund können terminale NO-Bindungen als „eineinhalb Bindungen“ bezeichnet werden. Ähnliche eineinhalb Bindungen sind auch im Molekül von Ozon O 3, Benzol C 6 H 6 usw. vorhanden.

Valenzmöglichkeiten von Phosphor

Lassen Sie uns die elektronische Grafikformel des externen Energieniveaus des Phosphoratoms darstellen:

Wie wir sehen, ist die Struktur der äußeren Schicht des Phosphoratoms im Grundzustand und des Stickstoffatoms gleich, und daher ist es logisch, für das Phosphoratom sowie für das Stickstoffatom mögliche Wertigkeiten gleich zu erwarten I, II, III und IV, wie in der Praxis beobachtet.

Im Gegensatz zu Stickstoff verfügt jedoch auch das Phosphoratom darüber D-Unterebene mit 5 freien Orbitalen.

In dieser Hinsicht ist es in der Lage, in einen angeregten Zustand überzugehen und Elektronen 3 zu verdampfen S-Orbitale:

Somit ist die für Stickstoff unzugängliche Valenz V für das Phosphoratom möglich. Beispielsweise hat das Phosphoratom in Molekülen von Verbindungen wie Phosphorsäure, Phosphor(V)-halogeniden, Phosphor(V)-oxid usw. eine Wertigkeit von fünf.

Valenzmöglichkeiten des Sauerstoffatoms

Die elektronengrafische Formel für das äußere Energieniveau eines Sauerstoffatoms hat die Form:

Auf der 2. Ebene sehen wir zwei ungepaarte Elektronen, daher ist für Sauerstoff die Valenz II möglich. Es ist zu beachten, dass diese Wertigkeit des Sauerstoffatoms in fast allen Verbindungen beobachtet wird. Oben haben wir bei der Betrachtung der Valenzfähigkeiten des Kohlenstoffatoms die Bildung des Kohlenmonoxidmoleküls erörtert. Die Bindung im CO-Molekül ist dreifach, daher ist der Sauerstoff dort dreiwertig (Sauerstoff ist ein Elektronenpaardonor).

Aufgrund der Tatsache, dass das Sauerstoffatom keine äußere Wirkung hat D-Unterebene, Elektronenpaarung S Und P- Orbitale ist unmöglich, weshalb die Valenzfähigkeiten des Sauerstoffatoms im Vergleich zu anderen Elementen seiner Untergruppe, beispielsweise Schwefel, begrenzt sind.

Valenzmöglichkeiten des Schwefelatoms

Äußeres Energieniveau eines Schwefelatoms im nicht angeregten Zustand:

Das Schwefelatom verfügt wie das Sauerstoffatom normalerweise über zwei ungepaarte Elektronen, sodass wir daraus schließen können, dass für Schwefel eine Wertigkeit von zwei möglich ist. Tatsächlich hat Schwefel beispielsweise im Schwefelwasserstoffmolekül H 2 S die Wertigkeit II.

Wie wir sehen, erscheint das Schwefelatom auf der äußeren Ebene D-Unterebene mit freien Orbitalen. Aus diesem Grund ist das Schwefelatom im Gegensatz zu Sauerstoff in der Lage, durch den Übergang in angeregte Zustände seine Valenzfähigkeiten zu erweitern. Also, wenn ein einzelnes Elektronenpaar gepaart wird 3 P-Unterebene nimmt das Schwefelatom die elektronische Konfiguration der äußeren Ebene in der folgenden Form an:

In diesem Zustand verfügt das Schwefelatom über 4 ungepaarte Elektronen, was uns sagt, dass Schwefelatome eine Wertigkeit von IV aufweisen können. Tatsächlich hat Schwefel in den Molekülen SO 2, SF 4, SOCl 2 usw. die Wertigkeit IV.

Bei der Paarung befindet sich das zweite freie Elektronenpaar bei 3 S-Unterebene erhält die externe Energieebene die Konfiguration:

In diesem Zustand wird die Manifestation der Valenz VI möglich. Beispiele für Verbindungen mit VI-wertigem Schwefel sind SO 3, H 2 SO 4, SO 2 Cl 2 usw.

Ebenso können wir die Valenzmöglichkeiten anderer chemischer Elemente berücksichtigen.

Zu einer Untergruppe der Chalkogene gehört Schwefel – dies ist das zweite Element, das eine große Anzahl von Erzvorkommen bilden kann. Sulfate, Sulfide, Oxide und andere Schwefelverbindungen sind in Industrie und Natur sehr weit verbreitet und wichtig. Deshalb werden wir in diesem Artikel untersuchen, was sie sind, was Schwefel selbst ist, seine einfache Substanz.

Schwefel und seine Eigenschaften

Dieses Element hat die folgende Position im Periodensystem.

1. Sechste Gruppe, Hauptuntergruppe.
2. Dritte kleine Periode.
3. Atommasse - 32.064.
4. Die Seriennummer ist 16, es gibt gleich viele Protonen und Elektronen und es gibt auch 16 Neutronen.
5. Bezieht sich auf nichtmetallische Elemente.
6. In den Formeln wird es als „es“ gelesen, der Name des Elements Schwefel, lateinisch Schwefel.

In der Natur kommen vier stabile Isotope mit den Massenzahlen 32, 33, 34 und 36 vor. Dieses Element ist das sechsthäufigste in der Natur. Es gehört zu den biogenen Elementen, da es Bestandteil wichtiger organischer Moleküle ist.

Elektronische Struktur des Atoms

Schwefelverbindungen verdanken ihre Vielfalt den Besonderheiten der elektronischen Struktur des Atoms. Es wird durch die folgende Konfigurationsformel ausgedrückt: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 4.

Die angegebene Reihenfolge spiegelt nur den stationären Zustand des Elements wider. Es ist jedoch bekannt, dass, wenn einem Atom zusätzliche Energie zugeführt wird, eine Elektronenpaarung auf den Unterebenen 3p und 3s möglich ist, gefolgt vom nächsten Übergang zur 3d-Ebene, die frei bleibt. Dadurch ändert sich nicht nur die Wertigkeit des Atoms, sondern auch alle möglichen Oxidationsstufen. Ihre Zahl nimmt deutlich zu, ebenso wie die Zahl verschiedener Stoffe, an denen Schwefel beteiligt ist.

Oxidationsstufen von Schwefel in Verbindungen

Für diesen Indikator gibt es mehrere Hauptoptionen. Für Schwefel gilt:

Von diesen ist S+2 am seltensten, der Rest ist überall verstreut. Die chemische Aktivität und Oxidationsfähigkeit des gesamten Stoffes hängt vom Oxidationsgrad des Schwefels in Verbindungen ab. Verbindungen mit -2 sind beispielsweise Sulfide. In ihnen ist das von uns betrachtete Element ein typisches Oxidationsmittel.

Je höher der Oxidationszustand einer Verbindung ist, desto ausgeprägter ist die Oxidationsfähigkeit der Substanz. Dies lässt sich leicht erkennen, wenn man sich die beiden Hauptsäuren vor Augen führt, die Schwefel bildet:

• H 2 SO 3 – schwefelhaltig;
• H 2 SO 4 - schwefelhaltig.

Es ist bekannt, dass es sich bei letzterer um eine viel stabilere und stärkere Verbindung handelt, die in hohen Konzentrationen eine sehr starke Oxidationsfähigkeit besitzt.

Einfache Substanz

Als einfache Substanz erscheint Schwefel in Form wunderschöner gelber Kristalle von glatter, regelmäßiger, länglicher Form. Obwohl dies nur eine seiner Formen ist, gibt es zwei Haupttypen dieser Substanz. Die erste, monokline oder rhombische Form, ist gelb und kann sich nicht in Wasser, sondern nur in organischen Lösungsmitteln lösen. Es zeichnet sich durch seine Zerbrechlichkeit und schöne Struktur aus, die in Form einer Krone dargestellt wird. Der Schmelzpunkt liegt bei etwa 110 0 C.

Wenn Sie beim Erhitzen einer solchen Modifikation den Zwischenmoment nicht verpassen, können Sie rechtzeitig einen anderen Zustand erkennen - plastischen Schwefel. Es handelt sich um eine gummiartige, viskose Lösung von brauner Farbe, die sich bei weiterem Erhitzen oder plötzlichem Abkühlen wieder in eine rhombische Form verwandelt.

Wenn wir über chemisch reinen Schwefel sprechen, der durch wiederholte Filtration gewonnen wird, dann handelt es sich um leuchtend gelbe kleine Kristalle, die zerbrechlich und in Wasser völlig unlöslich sind. Kann sich bei Kontakt mit Feuchtigkeit und Sauerstoff in der Luft entzünden. Sie zeichnen sich durch eine relativ hohe chemische Aktivität aus.

In der Natur sein

In der Natur gibt es natürliche Vorkommen, aus denen Schwefelverbindungen und Schwefel selbst als einfache Substanz gewonnen werden. Darüber hinaus enthält es:

• in Mineralien, Erzen und Gesteinen;
• im Körper von Tieren, Pflanzen und Menschen, da es Teil vieler organischer Moleküle ist;
• in Erdgasen, Öl und Kohle;
• in Ölschiefer und natürlichen Gewässern.

Hier sind einige der schwefelreichsten Mineralien:

• Zinnober;
• Pyrit;
• Sphalerit;
• Stibnit;
• Bleiglanz und andere.

Der größte Teil des heute produzierten Schwefels fließt in die Schwefelsäureproduktion. Ein anderer Teil wird für medizinische Zwecke, die Landwirtschaft und industrielle Prozesse zur Herstellung von Stoffen verwendet.

Physikalische Eigenschaften

Sie können in mehreren Punkten beschrieben werden.

1. Es ist in Wasser unlöslich, aber in Schwefelkohlenstoff oder Terpentin löslich.
2. Bei längerer Reibung baut es eine negative Ladung auf.
3. Der Schmelzpunkt liegt bei 110 0 C.
4. Siedepunkt 190 0 C.
5. Bei einer Temperatur von 300 0 C wird es flüssig und leicht beweglich.
6. Der reine Stoff ist zur Selbstentzündung fähig und weist sehr gute Brenneigenschaften auf.
7. An sich hat es praktisch keinen Geruch, aber Wasserstoffverbindungen des Schwefels verströmen einen stechenden Geruch nach faulen Eiern. Genau wie einige gasförmige binäre Vertreter.

Die physikalischen Eigenschaften der betreffenden Substanz sind den Menschen seit der Antike bekannt. Schwefel erhielt seinen Namen wegen seiner Entflammbarkeit. In Kriegen wurden die erstickenden und giftigen Dämpfe, die bei der Verbrennung dieser Verbindung entstehen, als Waffe gegen Feinde eingesetzt. Darüber hinaus haben schwefelhaltige Säuren seit jeher auch eine große industrielle Bedeutung.

Chemische Eigenschaften

Das Thema „Schwefel und seine Verbindungen“ im Schulchemiekurs nimmt nicht eine, sondern mehrere Unterrichtsstunden ein. Schließlich gibt es viele davon. Dies ist auf die chemische Aktivität dieser Substanz zurückzuführen. Es kann sowohl oxidierende Eigenschaften bei stärkeren Reduktionsmitteln (Metalle, Bor und andere) als auch reduzierende Eigenschaften bei den meisten Nichtmetallen aufweisen.

Trotz dieser Aktivität kommt es jedoch unter normalen Bedingungen nur zu Wechselwirkungen mit Fluor. Alle anderen benötigen eine Heizung. Es gibt mehrere Kategorien von Stoffen, mit denen Schwefel interagieren kann:

• Metalle;
• Nichtmetalle;
• Alkalien;
• stark oxidierende Säuren - Schwefelsäure und Salpetersäure.

Schwefelverbindungen: Sorten

Ihre Vielfalt wird durch den ungleichen Oxidationsgrad des Hauptelements Schwefel erklärt. Auf dieser Grundlage können wir mehrere Haupttypen von Substanzen unterscheiden:

• Verbindungen mit der Oxidationsstufe -2;

Wenn wir Klassen und nicht den Wertigkeitsindikator betrachten, dann bildet dieses Element Moleküle wie:

• Säuren;
• Oxide;
• Salz;
• binäre Verbindungen mit Nichtmetallen (Schwefelkohlenstoff, Chloride);
• organische Substanzen.

Schauen wir uns nun die wichtigsten an und geben Beispiele.

Stoffe mit der Oxidationsstufe -2

Schwefelverbindungen 2 sind ihre Konformationen mit Metallen sowie mit:

• Kohlenstoff;
• Wasserstoff;
• Phosphor;
• Silizium;
• Arsen;
• Bor

In diesen Fällen wirkt es als Oxidationsmittel, da alle aufgeführten Elemente elektropositiver sind. Schauen wir uns einige der wichtigsten an.

1. Schwefelkohlenstoff - CS 2. Transparente Flüssigkeit mit einem charakteristischen angenehmen Ätheraroma. Ist giftig, brennbar und explosiv. Es wird als Lösungsmittel für die meisten Arten von Ölen, Fetten, Nichtmetallen, Silbernitrat, Harzen und Gummi verwendet. Es ist auch ein wichtiger Bestandteil bei der Herstellung von Kunstseide – Viskose. Es wird in großen Mengen in der Industrie synthetisiert.
2. Schwefelwasserstoff oder Schwefelwasserstoff - H 2 S. Ein Gas, das farblos und süß im Geschmack ist. Der Geruch ist stechend, äußerst unangenehm und erinnert an ein faules Ei. Giftig, schwächt das Atmungszentrum, da es Kupferionen bindet. Daher kommt es bei einer Vergiftung zu Erstickung und Tod. Weit verbreitet in der Medizin, bei organischen Synthesen, bei der Herstellung von Schwefelsäure und auch als energetisch vorteilhafter Rohstoff.
3. Metallsulfide werden häufig in der Medizin, bei der Schwefelsäureproduktion, bei der Herstellung von Farben, bei der Herstellung von Leuchtstoffen und an anderen Orten eingesetzt. Die allgemeine Formel lautet Me x S y.

Verbindungen mit der Oxidationsstufe +4

Schwefelverbindungen 4 sind überwiegend ein Oxid und die entsprechenden Salze und Säuren. Bei allen handelt es sich um recht häufige Verbindungen, die in der Industrie eine gewisse Bedeutung haben. Sie können auch als Oxidationsmittel wirken, weisen jedoch häufiger reduzierende Eigenschaften auf.

Die Formeln für Schwefelverbindungen mit der Oxidationsstufe +4 lauten wie folgt:

• Oxid - Schwefeldioxid SO 2;
• Säure - schwefelhaltiges H 2 SO 3;
• Salze haben die allgemeine Formel Me x (SO 3) y.

Eines der häufigsten ist oder Anhydrid. Es ist eine farblose Substanz mit dem Geruch eines verbrannten Streichholzes. In großen Ansammlungen entsteht es bei Vulkanausbrüchen; zu diesem Zeitpunkt ist es leicht an seinem Geruch zu erkennen.

Es löst sich in Wasser auf und bildet eine leicht zersetzbare Säure – schwefelhaltig. Es verhält sich wie ein typisches Salz, das es in Form von SO 3 2-Sulfit-Ionen eingeht. Dieses Anhydrid ist das Hauptgas, das die Verschmutzung der umgebenden Atmosphäre beeinflusst. Es ist dieser Stoff, der die Bildung beeinflusst. In der Industrie wird er bei der Schwefelsäureproduktion eingesetzt.

Verbindungen, in denen Schwefel die Oxidationsstufe +6 hat

Dazu zählen vor allem Schwefelsäureanhydrid und Schwefelsäure mit ihren Salzen:

• Sulfate;
• Hydrosulfate.

Da sich das Schwefelatom in ihnen in der höchsten Oxidationsstufe befindet, sind die Eigenschaften dieser Verbindungen durchaus erklärbar. Sie sind starke Oxidationsmittel.

Schwefeloxid (VI) – Schwefelsäureanhydrid – ist eine flüchtige, farblose Flüssigkeit. Ein charakteristisches Merkmal ist die starke Feuchtigkeitsaufnahmefähigkeit. Es raucht im Freien. In Wasser gelöst entsteht eine der stärksten Mineralsäuren – Schwefelsäure. Die konzentrierte Lösung ist eine schwere, ölige, leicht gelbliche Flüssigkeit. Löst man das Anhydrid in Schwefelsäure, erhält man eine spezielle Verbindung namens Oleum. Es wird industriell zur Herstellung von Säure verwendet.

Unter den Salzen – Sulfaten – sind folgende Verbindungen von großer Bedeutung:

• Gips CaSO 4 ·2H 2 O;
• Baryt BaSO 4 ;
• Mirabilit;
• Bleisulfat und andere.

Sie finden Anwendung im Bauwesen, in der chemischen Synthese, in der Medizin, bei der Herstellung optischer Instrumente und Glas und sogar in der Lebensmittelindustrie.

Hydrogensulfate werden in der Metallurgie häufig als Flussmittel eingesetzt. Und sie helfen auch dabei, viele komplexe Oxide in lösliche Sulfatformen umzuwandeln, die in relevanten Industrien verwendet werden.

Studieren von Schwefel in einem Chemiekurs an der Schule

Wann ist der beste Zeitpunkt für Schüler, um zu lernen, was Schwefel ist, welche Eigenschaften er hat und was eine Schwefelverbindung ist? Die 9. Klasse ist die beste Zeit. Dies ist nicht der Anfang, wenn für Kinder alles neu und unverständlich ist. Dies ist der mittlere Punkt im Studium der chemischen Wissenschaften, wenn die zuvor gelegten Grundlagen Ihnen helfen werden, das Thema vollständig zu verstehen. Daher ist die zweite Hälfte des Abschlussjahrgangs damit beauftragt, sich mit diesen Themen zu befassen. Gleichzeitig ist das gesamte Thema in mehrere Blöcke unterteilt, in denen es eine eigene Lektion „Schwefelverbindungen Klasse 9“ gibt.

Dies erklärt sich durch ihre große Zahl. Auch die Frage der Schwefelsäureproduktion in der Industrie wird gesondert betrachtet. In der Regel werden diesem Thema durchschnittlich 3 Stunden gewidmet.

Aber erst in der 10. Klasse wird Schwefel zum Studium angesprochen, wenn organische Fragen besprochen werden. Sie werden auch in der Biologie im Gymnasium angesprochen. Schließlich ist Schwefel Teil organischer Moleküle wie:

• Thioalkohole (Thiole);
• Proteine ​​(Tertiärstruktur, auf der die Bildung von Disulfidbrücken erfolgt);
• Thioaldehyde;
• Thiophenole;
• Thioester;
• Sulfonsäuren;
• Sulfoxide und andere.

Sie werden in eine spezielle Gruppe der Organoschwefelverbindungen eingeteilt. Sie sind nicht nur in den biologischen Prozessen von Lebewesen wichtig, sondern auch in der Industrie. Sulfonsäuren sind beispielsweise die Grundlage vieler Medikamente (Aspirin, Sulfonamid oder Streptozid).

Darüber hinaus ist Schwefel ein ständiger Bestandteil folgender Verbindungen:

• Aminosäuren;
• Enzyme;
• Vitamine;
• Hormone.