In der mittleren Oxidationsstufe liegt Schwefel vor. Wertigkeit chemischer Elemente. Oxidationszustand chemischer Elemente

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

Die Oxidationsstufe 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 bedingte oder reale Ladung zeigt, welcher Prozess ablief, bevor die Atome ihre Ladung erlangten aktuellen Zustand. Die positive Oxidationszahl ist die Gesamtzahl der Elektronen, die den Atomen entzogen wurden. Negative Bedeutung Der Oxidationszustand entspricht der Anzahl der aufgenommenen Elektronen. Durch Änderung der Oxidationsstufe Chemisches Element Beurteilen Sie, was mit seinen Atomen während der Reaktion passiert (und umgekehrt). Die Farbe eines Stoffes bestimmt, welche Veränderungen in der Oxidationsstufe stattgefunden haben. 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 durch chemische Elemente mit gebildet den gleichen Wert EO. In diesem Fall gehören die Bindungselektronen allen Strukturteilchen gleichermaßen. Folglich sind die Elemente in einfachen Stoffen nicht durch eine Oxidationsstufe (H 0 2, O 0 2, C 0) gekennzeichnet. 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 formale Form 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 Reduktions- 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, die Elektronen anziehen, eine Bedingung negative Ladung, und Geben ist positiv. 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:

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

Wertigkeit ist ein komplexes Konzept. Dieser Begriff hat gleichzeitig mit der Entwicklung der Theorie einen erheblichen Wandel erfahren chemische Bindung. Ursprünglich war die Wertigkeit die Fähigkeit eines Atoms, eine bestimmte Anzahl anderer Atome oder Atomgruppen anzuhängen oder zu ersetzen, um eine chemische Bindung einzugehen.

Ein quantitatives Maß für die Wertigkeit eines Elementatoms war die Anzahl der Wasserstoff- oder Sauerstoffatome (diese Elemente wurden als ein- bzw. zweiwertig betrachtet), an die sich das Element anlagert, um ein Hydrid der Formel EH x oder ein Oxid der Formel E zu bilden n O m.

Somit ist die Wertigkeit des Stickstoffatoms im Ammoniakmolekül NH 3 gleich drei und das Schwefelatom im H 2 S-Molekül ist gleich zwei, da die Wertigkeit des Wasserstoffatoms gleich eins ist.

In den Verbindungen Na 2 O, BaO, Al 2 O 3, SiO 2 betragen die Wertigkeiten von Natrium, Barium und Silizium 1, 2, 3 bzw. 4.

Der Begriff der Wertigkeit wurde in die Chemie eingeführt, bevor der Aufbau des Atoms bekannt wurde, und zwar im Jahr 1853 durch den englischen Chemiker Frankland. Mittlerweile wurde festgestellt, dass die Wertigkeit eines Elements eng mit der Anzahl der Außenelektronen der Atome zusammenhängt, da die Elektronen der Innenhüllen der Atome nicht an der Bildung chemischer Bindungen beteiligt sind.

In der elektronischen Theorie kovalenter Bindungen wird angenommen, dass Atomvalenz wird durch die Anzahl seiner ungepaarten Elektronen im Grund- oder angeregten Zustand bestimmt, die an der Bildung gemeinsamer Elektronenpaare mit Elektronen anderer Atome beteiligt sind.

Für einige Elemente ist die Wertigkeit ein konstanter Wert. So ist Natrium oder Kalium in allen Verbindungen einwertig, Calcium, Magnesium und Zink zweiwertig, Aluminium dreiwertig usw. Die meisten chemischen Elemente weisen jedoch eine variable Wertigkeit auf, die von der Art des Partnerelements und den Prozessbedingungen abhängt. Somit kann Eisen mit Chlor zwei Verbindungen bilden – FeCl 2 und FeCl 3, in denen die Wertigkeit von Eisen 2 bzw. 3 beträgt.

Oxidationszustand- ein Konzept, das den Zustand eines Elements in einer chemischen Verbindung und sein Verhalten bei Redoxreaktionen charakterisiert; Numerisch entspricht die Oxidationsstufe der formalen Ladung, die einem Element zugeordnet werden kann, basierend auf der Annahme, dass alle Elektronen in jeder seiner Bindungen auf ein elektronegativeres Atom übertragen wurden.

Elektronegativität- ein Maß für die Fähigkeit eines Atoms, bei der Bildung einer chemischen Bindung eine negative Ladung anzunehmen, oder für die Fähigkeit eines Atoms in einem Molekül, Valenzelektronen anzuziehen, die an der Bildung einer chemischen Bindung beteiligt sind. Elektronegativität ist kein absoluter Wert und wird mit verschiedenen Methoden berechnet. Daher können die in verschiedenen Lehr- und Nachschlagewerken angegebenen Elektronegativitätswerte unterschiedlich sein.

Tabelle 2 zeigt die Elektronegativität einiger chemischer Elemente auf der Sanderson-Skala und Tabelle 3 zeigt die Elektronegativität von Elementen auf der Pauling-Skala.

Der Wert der Elektronegativität ist unter dem Symbol des entsprechenden Elements angegeben. Je höher der Zahlenwert der Elektronegativität eines Atoms ist, desto elektronegativer ist das Element. Am elektronegativsten ist das Fluoratom, am wenigsten elektronegativ ist das Rubidiumatom. In einem Molekül, das aus Atomen zweier verschiedener chemischer Elemente besteht, befindet sich die formale negative Ladung auf dem Atom, dessen numerischer Wert der Elektronegativität höher ist. Somit beträgt in einem Molekül Schwefeldioxid SO2 die Elektronegativität des Schwefelatoms 2,5 und die Elektronegativität des Sauerstoffatoms ist größer – 3,5. Daher befindet sich die negative Ladung auf dem Sauerstoffatom und die positive Ladung auf dem Schwefelatom.

Im Ammoniakmolekül NH 3 beträgt der Elektronegativitätswert des Stickstoffatoms 3,0 und der des Wasserstoffatoms 2,1. Daher hat das Stickstoffatom eine negative Ladung und das Wasserstoffatom eine positive Ladung.

Du solltest es genau wissen allgemeine TrendsÄnderungen der Elektronegativität. Da ein Atom eines beliebigen chemischen Elements dazu neigt, eine stabile Konfiguration der äußeren elektronischen Schicht – einer Oktetthülle eines Inertgases – anzunehmen, nimmt die Elektronegativität von Elementen in einer Periode zu, und in einer Gruppe nimmt die Elektronegativität im Allgemeinen mit zunehmender Ordnungszahl ab Element. Daher ist beispielsweise Schwefel im Vergleich zu Phosphor und Silizium elektronegativer und Kohlenstoff im Vergleich zu Silizium elektronegativer.

Beim Erstellen von Formeln für Verbindungen, die aus zwei Nichtmetallen bestehen, wird das elektronegativere von ihnen immer rechts platziert: PCl 3, NO 2. Es gibt einige historische Ausnahmen von dieser Regel, zum Beispiel NH 3, PH 3 usw.

Die Oxidationszahl wird normalerweise durch eine arabische Ziffer (mit einem Vorzeichen vor der Zahl) über dem Elementsymbol angegeben, zum Beispiel:

Um den Oxidationsgrad von Atomen in chemischen Verbindungen zu bestimmen, werden folgende Regeln befolgt:

Die Oxidationsstufe der Elemente in einfachen Stoffen ist Null.
Die algebraische Summe der Oxidationsstufen der Atome in einem Molekül ist Null.
Sauerstoff in Verbindungen weist hauptsächlich eine Oxidationsstufe von –2 auf (in Sauerstofffluorid OF 2 + 2, in Metallperoxiden wie M 2 O 2 –1).
Wasserstoff in Verbindungen weist eine Oxidationsstufe von + 1 auf, mit Ausnahme von Hydriden aktiver Metalle, beispielsweise Alkali- oder Erdalkalimetalle, bei denen die Oxidationsstufe von Wasserstoff – 1 beträgt.
Bei einatomigen Ionen entspricht die Oxidationsstufe der Ladung des Ions, zum Beispiel: K + - +1, Ba 2+ - +2, Br – - –1, S 2– - –2 usw.
In Verbindungen mit einer kovalenten polaren Bindung hat die Oxidationsstufe des elektronegativeren Atoms ein Minuszeichen und die des weniger elektronegativen Atoms ein Pluszeichen.
In organischen Verbindungen beträgt die Oxidationsstufe von Wasserstoff +1.

Lassen Sie uns die oben genannten Regeln anhand einiger Beispiele veranschaulichen.

Beispiel 1. Bestimmen Sie den Oxidationsgrad der Elemente in den Oxiden Kalium K 2 O, Selen SeO 3 und Eisen Fe 3 O 4.

Kaliumoxid K 2 O. Die algebraische Summe der Oxidationsstufen der Atome in einem Molekül ist Null. Die Oxidationsstufe von Sauerstoff in Oxiden beträgt –2. Bezeichnen wir die Oxidationsstufe von Kalium in seinem Oxid als n, dann ist 2n + (–2) = 0 oder 2n = 2, also n = +1, d. h. die Oxidationsstufe von Kalium ist +1.

Selenoxid SeO 3. Das SeO 3 -Molekül ist elektrisch neutral. Die gesamte negative Ladung der drei Sauerstoffatome beträgt –2 × 3 = –6. Um diese negative Ladung auf Null zu reduzieren, muss die Oxidationsstufe von Selen daher +6 sein.

Fe3O4-Molekül elektrisch neutral. Die gesamte negative Ladung der vier Sauerstoffatome beträgt –2 × 4 = –8. Um diese negative Ladung auszugleichen, muss die gesamte positive Ladung der drei Eisenatome +8 betragen. Daher muss ein Eisenatom eine Ladung von 8/3 = +8/3 haben.

Es sollte betont werden, dass der Oxidationszustand eines Elements in einer Verbindung eine Bruchzahl sein kann. Solche fraktionierten Oxidationsstufen sind für die Erklärung der Bindung in einer chemischen Verbindung nicht aussagekräftig, können aber zur Konstruktion von Gleichungen für Redoxreaktionen verwendet werden.

Beispiel 2. Bestimmen Sie den Oxidationsgrad der Elemente in den Verbindungen NaClO 3, K 2 Cr 2 O 7.

Das NaClO 3 -Molekül ist elektrisch neutral. Die Oxidationsstufe von Natrium ist +1, die Oxidationsstufe von Sauerstoff ist –2. Bezeichnen wir die Oxidationsstufe von Chlor als n, dann ist +1 + n + 3 × (–2) = 0, oder +1 + n – 6 = 0, oder n – 5 = 0, also n = +5. Somit beträgt die Oxidationsstufe von Chlor +5.

Das K 2 Cr 2 O 7-Molekül ist elektrisch neutral. Die Oxidationsstufe von Kalium beträgt +1, die Oxidationsstufe von Sauerstoff beträgt –2. Bezeichnen wir den Oxidationszustand von Chrom als n, dann ist 2 × 1 + 2n + 7 × (–2) = 0, oder +2 + 2n – 14 = 0, oder 2n – 12 = 0, 2n = 12, also n = +6. Somit beträgt die Oxidationsstufe von Chrom +6.

Beispiel 3. Bestimmen wir den Oxidationsgrad von Schwefel im Sulfation SO 4 2–. Das SO 4 2–-Ion hat eine Ladung von –2. Die Oxidationsstufe von Sauerstoff beträgt –2. Bezeichnen wir die Oxidationsstufe von Schwefel als n, dann ist n + 4 × (–2) = –2, oder n – 8 = –2, oder n = –2 – (–8), also n = +6. Somit beträgt die Oxidationsstufe von Schwefel +6.

Es ist zu beachten, dass die Oxidationsstufe manchmal nicht der Wertigkeit eines bestimmten Elements entspricht.

Beispielsweise sind die Oxidationsstufen des Stickstoffatoms im Ammoniakmolekül NH 3 oder im Hydrazinmolekül N 2 H 4 –3 bzw. –2, während die Wertigkeit des Stickstoffs in diesen Verbindungen drei beträgt.

Die maximale positive Oxidationsstufe für Elemente der Hauptuntergruppen entspricht in der Regel der Gruppennummer (Ausnahmen: Sauerstoff, Fluor und einige andere Elemente).

Die maximale negative Oxidationsstufe ist 8 – die Gruppennummer.

Trainingsaufgaben

1. In welcher Verbindung beträgt die Oxidationsstufe von Phosphor +5?

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

2. In welcher Verbindung beträgt die Oxidationsstufe von Phosphor –3?

1) HPO 3
2) H3PO3
3) Li 3 PO 4
4) Alp

3. In welcher Verbindung beträgt die Oxidationsstufe von Stickstoff +4?

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

4. In welcher Verbindung beträgt die Oxidationsstufe von Stickstoff –2?

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

5. In welcher Verbindung beträgt die Oxidationsstufe von Schwefel +2?

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

6. In welcher Verbindung beträgt die Oxidationsstufe von Schwefel +6?

1) Na 2 SO 3
2) SO 3
3) SCl 2
4) H 2 SO 3

7. In Stoffen mit den Formeln CrBr 2, K 2 Cr 2 O 7, Na 2 CrO 4 ist die Oxidationsstufe von Chrom jeweils gleich

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

8. Die minimale negative Oxidationsstufe eines chemischen Elements ist normalerweise gleich

1) Periodennummer
3) die Anzahl der Elektronen, die bis zur Fertigstellung der äußeren Elektronenschicht fehlen

9. Die maximale positive Oxidationsstufe chemischer Elemente in den Hauptuntergruppen ist in der Regel gleich

1) Periodennummer
2) die Seriennummer des chemischen Elements
3) Gruppennummer
4) Gesamtzahl Elektronen in einem Element

10. Phosphor weist in der Verbindung die maximale positive Oxidationsstufe auf

1) HPO 3
2) H3PO3
3) Na3P
4) Ca 3 P 2

11. Phosphor-Exponate Mindestabschluss Oxidation in der Verbindung

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

12. Die Stickstoffatome in Ammoniumnitrit, die sich im Kation und Anion befinden, weisen jeweils Oxidationsstufen auf

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

13. Die Wertigkeit und Oxidationsstufe von Sauerstoff in Wasserstoffperoxid sind jeweils gleich

1) II, –2
2) II, –1
3) Ich, +4
4) III, –2

14. Die Wertigkeit und der Oxidationsgrad von Schwefel im Pyrit FeS2 sind jeweils gleich

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

15. Die Wertigkeit und Oxidationsstufe des Stickstoffatoms in Ammoniumbromid sind jeweils gleich

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

16. Das Kohlenstoffatom weist in Kombination mit eine negative Oxidationsstufe auf

1) Sauerstoff
2) Natrium
3) Fluor
4) Chlor

17. weist in seinen Verbindungen einen konstanten Oxidationszustand auf

1) Strontium
2) Eisen
3) Schwefel
4) Chlor

18. Sie können in ihren Verbindungen die Oxidationsstufe +3 aufweisen

1) Chlor und Fluor
2) Phosphor und Chlor
3) Kohlenstoff und Schwefel
4) Sauerstoff und Wasserstoff

19. Sie können in ihren Verbindungen die Oxidationsstufe +4 aufweisen

1) Kohlenstoff und Wasserstoff
2) Kohlenstoff und Phosphor
3) Kohlenstoff und Kalzium
4) Stickstoff und Schwefel

20. Die Oxidationsstufe entspricht der Gruppenzahl in seinen Verbindungen

1) Chlor
2) Eisen
3) Sauerstoff
4) Fluor

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 ein Oxidationszustandswert von 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 ist 2 und die Zwischenstufe ist .

Änderungen der Oxidationsstufen von Elementen nach Gruppe Periodensystem spiegelt die Häufigkeit ihrer Änderungen wider chemische Eigenschaften mit steigender Seriennummer.

Das Konzept der Oxidationsstufe von Elementen wird bei der Klassifizierung von Stoffen, der Beschreibung ihrer Eigenschaften, der Zusammenstellung von Formeln von Verbindungen 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 „Wertigkeit“ verwendet (siehe Wertigkeit).

Verbindungen mit der Oxidationsstufe –2. Die wichtigsten Schwefelverbindungen mit der Oxidationsstufe -2 sind Schwefelwasserstoff und Sulfide. Schwefelwasserstoff - H 2 S - farbloses Gas mit charakteristischem Geruch nach verrottendem Eiweiß, 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 zweibasische 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 Aluminium-, Eisen(III)- und Chrom(III)-sulfide, 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 Winkelstruktur (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 SO 2 -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 – verwendet in Landwirtschaft um Pflanzen vor Pilzkrankheiten zu schützen; 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 – Kaliumaluminiumalaun – wird zum Gerben von Leder verwendet.

Die Synthese von Schwefelsäure in der Industrie erfolgt nach der Kontaktmethode, deren erster Schritt 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. Beim Verdünnen von Oleum mit Wasser S-O-S-Kommunikation werden 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.