Il significato degli stati di ossidazione degli atomi di zolfo nei composti. Composti dello zolfo

Valenzaè un concetto complesso. Questo termine ha subito una trasformazione significativa contemporaneamente allo sviluppo della teoria del legame chimico. Inizialmente, la valenza era la capacità di un atomo di attaccare o sostituire un certo numero di altri atomi o gruppi atomici per formare un legame chimico.

Una misura quantitativa della valenza dell'atomo di un elemento era il numero di atomi di idrogeno o di ossigeno (questi elementi erano considerati rispettivamente mono- e bivalenti) che l'elemento si lega per formare un idruro di formula EH x o un ossido di formula E nO m.

Pertanto, la valenza dell'atomo di azoto nella molecola di ammoniaca NH 3 è uguale a tre e l'atomo di zolfo nella molecola di H 2 S è uguale a due, poiché la valenza dell'atomo di idrogeno è uguale a uno.

Nei composti Na 2 O, BaO, Al 2 O 3, SiO 2, le valenze di sodio, bario e silicio sono rispettivamente 1, 2, 3 e 4.

Il concetto di valenza fu introdotto in chimica prima che la struttura dell'atomo fosse conosciuta, precisamente nel 1853 dal chimico inglese Frankland. È ormai accertato che la valenza di un elemento è strettamente correlata al numero di elettroni esterni degli atomi, poiché gli elettroni degli strati interni degli atomi non partecipano alla formazione dei legami chimici.

Nella teoria elettronica dei legami covalenti si ritiene che valenza di un atomoè determinato dal numero dei suoi elettroni spaiati nello stato fondamentale o eccitato, che partecipano alla formazione di coppie di elettroni comuni con elettroni di altri atomi.

Per alcuni elementi, la valenza è un valore costante. Pertanto, il sodio o il potassio in tutti i composti sono monovalenti, il calcio, il magnesio e lo zinco sono bivalenti, l'alluminio è trivalente, ecc. Ma la maggior parte degli elementi chimici presenta una valenza variabile, che dipende dalla natura dell'elemento partner e dalle condizioni del processo. Pertanto, il ferro può formare due composti con cloro: FeCl 2 e FeCl 3, in cui la valenza del ferro è rispettivamente 2 e 3.

Stato di ossidazione- un concetto che caratterizza lo stato di un elemento in un composto chimico e il suo comportamento nelle reazioni redox; numericamente, lo stato di ossidazione è uguale alla carica formale che può essere assegnata ad un elemento, partendo dal presupposto che tutti gli elettroni in ciascuno dei suoi legami si siano trasferiti ad un atomo più elettronegativo.

Elettronegatività- una misura della capacità di un atomo di acquisire una carica negativa durante la formazione di un legame chimico o della capacità di un atomo in una molecola di attrarre gli elettroni di valenza coinvolti nella formazione di un legame chimico. L’elettronegatività no valore assoluto e viene calcolato utilizzando vari metodi. Pertanto, i valori di elettronegatività forniti in diversi libri di testo e libri di consultazione possono differire.

La Tabella 2 mostra l'elettronegatività di alcuni elementi chimici sulla scala Sanderson e la Tabella 3 mostra l'elettronegatività degli elementi sulla scala Pauling.

Il valore dell'elettronegatività è riportato sotto il simbolo dell'elemento corrispondente. Quanto più alto è il valore numerico dell'elettronegatività di un atomo, tanto più elettronegativo è l'elemento. Il più elettronegativo è l'atomo di fluoro, il meno elettronegativo è l'atomo di rubidio. In una molecola formata da atomi di due elementi chimici diversi, la carica formale negativa si troverà sull'atomo il cui valore numerico di elettronegatività è maggiore. Pertanto, in una molecola di anidride solforosa SO2, l'elettronegatività dell'atomo di zolfo è 2,5 e l'elettronegatività dell'atomo di ossigeno è maggiore - 3,5. Pertanto, la carica negativa sarà sull'atomo di ossigeno e la carica positiva sarà sull'atomo di zolfo.

Nella molecola di ammoniaca NH 3, il valore di elettronegatività dell'atomo di azoto è 3,0 e quello dell'atomo di idrogeno è 2,1. Pertanto, l'atomo di azoto avrà una carica negativa e l'atomo di idrogeno avrà una carica positiva.

Dovresti conoscere chiaramente le tendenze generali dei cambiamenti di elettronegatività. Poiché un atomo di qualsiasi elemento chimico tende ad acquisire una configurazione stabile dello strato elettronico esterno - il guscio dell'ottetto di un gas inerte, quindi l'elettronegatività degli elementi nel periodo aumenta e nel gruppo l'elettronegatività nel caso generale diminuisce all'aumentare del numero atomico dell'elemento. Pertanto, ad esempio, lo zolfo è più elettronegativo rispetto al fosforo e al silicio, e il carbonio è più elettronegativo rispetto al silicio.

Quando si redigono formule per composti costituiti da due non metalli, il più elettronegativo viene sempre posto a destra: PCl 3, NO 2. Ci sono alcune eccezioni storiche a questa regola, ad esempio NH 3, PH 3, ecc.

Lo stato di ossidazione è solitamente indicato Numero arabo(con un segno prima del numero) situato sopra il simbolo dell'elemento, ad esempio:

Per determinare il grado di ossidazione degli atomi nei composti chimici, vengono seguite le seguenti regole:

1. Lo stato di ossidazione degli elementi nelle sostanze semplici è zero.
2. La somma algebrica degli stati di ossidazione degli atomi in una molecola è zero.
3. L'ossigeno nei composti presenta principalmente uno stato di ossidazione –2 (nel fluoruro di ossigeno OF 2 + 2, nei perossidi metallici come M 2 O 2 –1).
4. L'idrogeno nei composti presenta uno stato di ossidazione di + 1, ad eccezione degli idruri di metalli attivi, ad esempio quelli alcalini o alcalino-terrosi, in cui lo stato di ossidazione dell'idrogeno è – 1.
5. Per gli ioni monoatomici, lo stato di ossidazione è uguale alla carica dello ione, ad esempio: K + - +1, Ba 2+ - +2, Br – - –1, S 2– - –2, ecc.
6. Nei composti con un legame polare covalente, lo stato di ossidazione dell'atomo più elettronegativo ha un segno meno, mentre l'atomo meno elettronegativo ha un segno più.
7. IN composti organici Lo stato di ossidazione dell'idrogeno è +1.

Illustriamo le regole di cui sopra con diversi esempi.

Esempio 1. Determinare il grado di ossidazione degli elementi negli ossidi di potassio K 2 O, selenio SeO 3 e ferro Fe 3 O 4.

Ossido di potassio K2O. La somma algebrica degli stati di ossidazione degli atomi in una molecola è zero. Lo stato di ossidazione dell'ossigeno negli ossidi è –2. Indichiamo lo stato di ossidazione del potassio nel suo ossido come n, quindi 2n + (–2) = 0 o 2n = 2, quindi n = +1, cioè lo stato di ossidazione del potassio è +1.

Ossido di selenio SeO 3. La molecola SeO 3 è elettricamente neutra. La carica negativa totale dei tre atomi di ossigeno è –2 × 3 = –6. Pertanto, per ridurre a zero questa carica negativa, lo stato di ossidazione del selenio deve essere +6.

Molecola di Fe3O4 elettricamente neutro. La carica negativa totale dei quattro atomi di ossigeno è –2 × 4 = –8. Per equalizzare questa carica negativa, la carica positiva totale sui tre atomi di ferro deve essere +8. Pertanto un atomo di ferro deve avere una carica pari a 8/3 = +8/3.

Va sottolineato che lo stato di ossidazione di un elemento in un composto può essere un numero frazionario. Tali stati di ossidazione frazionaria non sono significativi quando si spiega il legame in un composto chimico, ma possono essere utilizzati per costruire equazioni per reazioni redox.

Esempio 2. Determinare il grado di ossidazione degli elementi nei composti NaClO 3, K 2 Cr 2 O 7.

La molecola di NaClO 3 è elettricamente neutra. Lo stato di ossidazione del sodio è +1, lo stato di ossidazione dell'ossigeno è –2. Indichiamo lo stato di ossidazione del cloro come n, quindi +1 + n + 3 × (–2) = 0, oppure +1 + n – 6 = 0, oppure n – 5 = 0, quindi n = +5. Pertanto, lo stato di ossidazione del cloro è +5.

La molecola K 2 Cr 2 O 7 è elettricamente neutra. Lo stato di ossidazione del potassio è +1, lo stato di ossidazione dell'ossigeno è –2. Indichiamo lo stato di ossidazione del cromo come n, quindi 2 × 1 + 2n + 7 × (–2) = 0, o +2 + 2n – 14 = 0, o 2n – 12 = 0, 2n = 12, quindi n = +6. Pertanto, lo stato di ossidazione del cromo è +6.

Esempio 3. Determiniamo il grado di ossidazione dello zolfo nello ione solfato SO 4 2–. Lo ione SO 4 2– ha una carica pari a –2. Lo stato di ossidazione dell'ossigeno è –2. Indichiamo lo stato di ossidazione dello zolfo come n, quindi n + 4 × (–2) = –2, oppure n – 8 = –2, oppure n = –2 – (–8), quindi n = +6. Pertanto, lo stato di ossidazione dello zolfo è +6.

Va ricordato che lo stato di ossidazione talvolta non è uguale alla valenza di un dato elemento.

Ad esempio, gli stati di ossidazione dell'atomo di azoto nella molecola di ammoniaca NH 3 o nella molecola di idrazina N 2 H 4 sono rispettivamente –3 e –2, mentre la valenza dell'azoto in questi composti è tre.

Lo stato di ossidazione positivo massimo per gli elementi dei sottogruppi principali, di regola, è uguale al numero del gruppo (eccezioni: ossigeno, fluoro e alcuni altri elementi).

Lo stato di ossidazione negativo massimo è 8, il numero del gruppo.

Compiti di formazione

1. In quale composto lo stato di ossidazione del fosforo è +5?

1) HPO3
2) H3PO3
3) Li3P
4) AlP

2. In quale composto lo stato di ossidazione del fosforo è pari a –3?

1) HPO3
2) H3PO3
3) Li3PO4
4) AlP

3. In quale composto lo stato di ossidazione dell'azoto è pari a +4?

1)HNO2
2) N2O4
3) N2O
4) HNO3

4. In quale composto lo stato di ossidazione dell'azoto è pari a –2?

1) NH3
2) N2H4
3) N2O5
4)HNO2

5. In quale composto lo stato di ossidazione dello zolfo è +2?

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

6. In quale composto lo stato di ossidazione dello zolfo è +6?

1) Na2SO3
2) COSÌ 3
3) SCl2
4) H2SO3

7. Nelle sostanze le cui formule sono CrBr 2, K 2 Cr 2 O 7, Na 2 CrO 4, lo stato di ossidazione del cromo è rispettivamente uguale a

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

8. Lo stato di ossidazione negativo minimo di un elemento chimico è solitamente pari a

1) numero del periodo
3) il numero di elettroni mancanti per completare lo strato elettronico esterno

9. Il massimo stato di ossidazione positiva degli elementi chimici situati nei sottogruppi principali, di regola, è uguale a

1) numero del periodo
2) il numero di serie dell'elemento chimico
3) numero del gruppo
4) il numero totale di elettroni nell'elemento

10. Il fosforo mostra il massimo stato di ossidazione positivo nel composto

1) HPO3
2) H3PO3
3) Na3P
4) Ca3P2

11. Il fosforo presenta uno stato di ossidazione minimo nel composto

1) HPO3
2) H3PO3
3) Na3PO4
4) Ca3P2

12. Gli atomi di azoto nel nitrito di ammonio, situati nel catione e nell'anione, mostrano rispettivamente stati di ossidazione

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

13. La valenza e lo stato di ossidazione dell'ossigeno nel perossido di idrogeno sono rispettivamente uguali

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

14. La valenza e il grado di ossidazione dello zolfo nella pirite FeS2 sono rispettivamente uguali

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

15. La valenza e lo stato di ossidazione dell'atomo di azoto nel bromuro di ammonio sono rispettivamente uguali a

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

16. L'atomo di carbonio si esibisce grado negativo ossidazione in combinazione con

1) ossigeno
2) sodio
3) fluoro
4) cloro

17. presenta uno stato costante di ossidazione nei suoi composti

1) stronzio
2) ferro
3) zolfo
4) cloro

18. Lo stato di ossidazione +3 nei loro composti può esibire

1) cloro e fluoro
2) fosforo e cloro
3) carbonio e zolfo
4) ossigeno e idrogeno

19. Lo stato di ossidazione +4 nei loro composti può esibire

1) carbonio e idrogeno
2) carbonio e fosforo
3) carbonio e calcio
4) azoto e zolfo

20. Lo stato di ossidazione è uguale al numero del gruppo nei suoi composti

1) cloro
2) ferro
3) ossigeno
4) fluoro

La carica formale di un atomo nei composti è una quantità ausiliaria; viene solitamente utilizzata nelle descrizioni delle proprietà degli elementi in chimica. Questa carica elettrica convenzionale è lo stato di ossidazione. Il suo valore cambia a seguito di molti processi chimici. Sebbene la carica sia formale, caratterizza chiaramente le proprietà e il comportamento degli atomi nelle reazioni redox (ORR).

Ossidazione e riduzione

In passato, i chimici usavano il termine "ossidazione" per descrivere l'interazione dell'ossigeno con altri elementi. Il nome delle reazioni deriva dal nome latino dell'ossigeno - Oxygenium. Successivamente si è scoperto che anche altri elementi si ossidano. In questo caso, si riducono: acquisiscono elettroni. Ogni atomo, quando forma una molecola, cambia la struttura del suo guscio elettronico di valenza. In questo caso appare una carica formale, la cui grandezza dipende dal numero di elettroni convenzionalmente dati o accettati. Per caratterizzare questo valore in precedenza veniva utilizzato il termine chimico inglese “numero di ossidazione”, che tradotto significa “numero di ossidazione”. Quando lo si utilizza, si basa sul presupposto che gli elettroni di legame nelle molecole o negli ioni appartengano a un atomo con un valore di elettronegatività (EO) più elevato. La capacità di trattenere i propri elettroni e di attirarli da altri atomi è ben espressa nei non metalli forti (alogeni, ossigeno). I metalli forti (sodio, potassio, litio, calcio, altri elementi alcalini e alcalino terrosi) hanno proprietà opposte.

Determinazione dello stato di ossidazione

Lo stato di ossidazione è la carica che un atomo acquisterebbe se gli elettroni che partecipano alla formazione del legame fossero completamente spostati su un elemento più elettronegativo. Esistono sostanze che non hanno una struttura molecolare (alogenuri di metalli alcalini e altri composti). In questi casi lo stato di ossidazione coincide con la carica dello ione. La carica convenzionale o reale mostra quale processo è avvenuto prima che gli atomi acquisissero il loro stato attuale. Uno stato di ossidazione positivo è quantità totale elettroni che sono stati rimossi dagli atomi. Valore negativo lo stato di ossidazione è uguale al numero di elettroni acquisiti. Cambiando lo stato di ossidazione di un elemento chimico, si giudica cosa succede ai suoi atomi durante la reazione (e viceversa). Il colore di una sostanza determina quali cambiamenti si sono verificati nello stato di ossidazione. I composti del cromo, del ferro e di numerosi altri elementi, nei quali presentano valenze diverse, sono colorati in modo diverso.

Valori dello stato di ossidazione negativo, nullo e positivo

Le sostanze semplici sono formate da elementi chimici con lo stesso valore EO. In questo caso, gli elettroni di legame appartengono a tutte le particelle strutturali ugualmente. Di conseguenza, nelle sostanze semplici gli elementi non sono caratterizzati da uno stato di ossidazione (H 0 2, O 0 2, C 0). Quando gli atomi accettano elettroni o nuvola condivisa si sposta nella loro direzione, le spese sono solitamente scritte con un segno meno. Ad esempio, Fa -1, O -2, Do -4. Donando elettroni, gli atomi acquisiscono una carica positiva reale o formale. Nell'ossido OF2 l'atomo di ossigeno cede un elettrone ciascuno a due atomi di fluoro e si trova nello stato di ossidazione O+2. In una molecola o in uno ione poliatomico, si dice che gli atomi più elettronegativi ricevono tutti gli elettroni di legame.

Lo zolfo è un elemento che presenta diverse valenze e stati di ossidazione

Gli elementi chimici dei sottogruppi principali spesso presentano una valenza inferiore pari a VIII. Ad esempio, la valenza dello zolfo nell'idrogeno solforato e nei solfuri metallici è II. Un elemento è caratterizzato da una valenza intermedia e massima nello stato eccitato, quando l'atomo cede uno, due, quattro o tutti e sei gli elettroni e presenta rispettivamente le valenze I, II, IV, VI. Gli stessi valori, solo con segno meno o più, hanno gli stati di ossidazione dello zolfo:

• nel solfuro di fluoro dona un elettrone: -1;
• nell'idrogeno solforato il valore più basso: -2;
• nello stato intermedio del biossido: +4;
• in triossido, acido solforico e solfati: +6.

Nel suo stato di ossidazione più elevato, lo zolfo accetta solo elettroni; nel suo stato inferiore presenta forti proprietà riducenti; Gli atomi S+4 possono agire come agenti riducenti o agenti ossidanti nei composti, a seconda delle condizioni.

Trasferimento di elettroni nelle reazioni chimiche

Quando si forma un cristallo sale da cucina il sodio dona elettroni al cloro più elettronegativo. Gli stati di ossidazione degli elementi coincidono con le cariche degli ioni: Na +1 Cl -1. Per le molecole create condividendo e spostando coppie di elettroni verso un atomo più elettronegativo, è applicabile solo il concetto di carica formale. Ma possiamo supporre che tutti i composti siano costituiti da ioni. Quindi gli atomi, attraendo gli elettroni, acquisiscono una carica negativa condizionale e, cedendoli, una carica positiva. Nelle reazioni indicano quanti elettroni vengono spostati. Ad esempio, nella molecola di anidride carbonica C +4 O - 2 2, l'indice indicato nell'angolo in alto a destra del simbolo chimico del carbonio riflette il numero di elettroni rimossi dall'atomo. L'ossigeno in questa sostanza è caratterizzato da uno stato di ossidazione pari a -2. L'indice corrispondente al segno chimico O è il numero di elettroni aggiunti nell'atomo.

Come calcolare gli stati di ossidazione

Contare il numero di elettroni donati e acquistati dagli atomi può richiedere molto tempo. Le seguenti regole facilitano questo compito:

1. Nelle sostanze semplici gli stati di ossidazione sono nulli.
2. La somma dell'ossidazione di tutti gli atomi o ioni in una sostanza neutra è zero.
3. In uno ione complesso la somma degli stati di ossidazione di tutti gli elementi deve corrispondere alla carica dell'intera particella.
4. Un atomo più elettronegativo acquisisce uno stato di ossidazione negativo, che viene scritto con un segno meno.
5. Gli elementi meno elettronegativi ricevono stati di ossidazione positivi e vengono scritti con un segno più.
6. L'ossigeno generalmente presenta uno stato di ossidazione pari a -2.
7. Per l'idrogeno significato caratteristico: +1, presente negli idruri metallici: H-1.
8. Il fluoro è il più elettronegativo di tutti gli elementi e il suo stato di ossidazione è sempre -4.
9. Per la maggior parte dei metalli, i numeri di ossidazione e le valenze sono gli stessi.

Stato di ossidazione e valenza

La maggior parte dei composti si formano come risultato di processi redox. La transizione o lo spostamento degli elettroni da un elemento all'altro porta ad un cambiamento nel loro stato di ossidazione e valenza. Spesso questi valori coincidono. La frase “valenza elettrochimica” può essere usata come sinonimo del termine “stato di ossidazione”. Ma ci sono delle eccezioni, ad esempio nello ione ammonio l'azoto è tetravalente. Allo stesso tempo, l'atomo di questo elemento si trova nello stato di ossidazione -3. Nelle sostanze organiche il carbonio è sempre tetravalente, ma gli stati di ossidazione dell'atomo di C nel metano CH 4, nell'alcol formico CH 3 OH e nell'acido HCOOH hanno valori diversi: -4, -2 e +2.

Reazioni redox

I processi Redox comprendono molti dei processi più importanti nell'industria, nella tecnologia, nell'abitare e natura inanimata: combustione, corrosione, fermentazione, respirazione intracellulare, fotosintesi ed altri fenomeni.

Quando si compilano le equazioni OVR, i coefficienti vengono selezionati utilizzando il metodo della bilancia elettronica, che opera con le seguenti categorie:

• stati di ossidazione;
• l'agente riducente cede elettroni e si ossida;
• l'agente ossidante accetta elettroni e si riduce;
• il numero di elettroni ceduti deve essere uguale al numero di elettroni aggiunti.

L'acquisizione di elettroni da parte di un atomo porta ad una diminuzione del suo stato di ossidazione (riduzione). La perdita di uno o più elettroni da parte di un atomo è accompagnata da un aumento del numero di ossidazione dell'elemento a seguito di reazioni. Per le reazioni redox che si verificano tra ioni di elettroliti forti in soluzioni acquose, viene spesso utilizzato il metodo delle semireazioni piuttosto che quello della bilancia elettronica.

Lo stato di ossidazione è la carica condizionale di un atomo in un composto, calcolata supponendo che sia costituito solo da ioni. Quando si definisce questo concetto, si presume convenzionalmente che gli elettroni di legame (valenza) si spostino verso atomi più elettronegativi (vedi Elettronegatività), e quindi i composti sono costituiti da ioni caricati positivamente e negativamente. Il numero di ossidazione può avere valori zero, negativi e positivi, che solitamente sono posti sopra il simbolo dell'elemento: .

Uno stato di ossidazione zero viene assegnato agli atomi di elementi in uno stato libero, ad esempio: . Quegli atomi verso i quali si sposta la nuvola elettronica di collegamento (coppia di elettroni) hanno un valore di stato di ossidazione negativo. Per il fluoro in tutti i suoi composti è pari a -1. Gli atomi che donano elettroni di valenza ad altri atomi hanno uno stato di ossidazione positivo. Ad esempio, nei metalli alcalini e alcalino terrosi è rispettivamente uguale a e Negli ioni semplici come K è uguale alla carica dello ione. Nella maggior parte dei composti, lo stato di ossidazione degli atomi di idrogeno è uguale a , ma negli idruri metallici (i loro composti con idrogeno) - e in altri - è uguale a -1. L'ossigeno è caratterizzato da uno stato di ossidazione -2, ma, ad esempio, in combinazione con il fluoro sarà, e nei composti di perossido, ecc.) -1. In alcuni casi questo valore può essere espresso come frazione: per il ferro nell'ossido di ferro (II, III) è pari a .

La somma algebrica degli stati di ossidazione degli atomi in un composto è zero e in uno ione complesso è la carica dello ione. Usando questa regola, calcoliamo, ad esempio, lo stato di ossidazione del fosforo nell'acido ortofosforico. Indicandolo con e moltiplicando lo stato di ossidazione dell'idrogeno e dell'ossigeno per il numero dei loro atomi nel composto, otteniamo l'equazione: da dove . Allo stesso modo, calcoliamo lo stato di ossidazione del cromo nello ione -.

Nei composti, lo stato di ossidazione del manganese sarà di conseguenza.

Lo stato di ossidazione più elevato è il suo massimo valore positivo. Per la maggior parte degli elementi è uguale al numero del gruppo nella tavola periodica ed è un'importante caratteristica quantitativa dell'elemento nei suoi composti. Valore più basso Lo stato di ossidazione di un elemento che si presenta nei suoi composti è solitamente chiamato stato di ossidazione più basso; tutti gli altri sono intermedi. Quindi, per lo zolfo, lo stato di ossidazione più alto è , il più basso è 2 e quello intermedio è .

I cambiamenti negli stati di ossidazione degli elementi per gruppo della tavola periodica riflettono la frequenza dei loro cambiamenti proprietà chimiche con la crescita numero di serie.

Il concetto di stato di ossidazione degli elementi viene utilizzato nella classificazione delle sostanze, nella descrizione delle loro proprietà, nella compilazione delle formule dei composti e nei loro nomi internazionali. Ma è particolarmente utilizzato nello studio delle reazioni redox. Il concetto di "stato di ossidazione" è spesso utilizzato in chimica inorganica invece del concetto di “valenza” (vedi Valenza).

Composti con stato di ossidazione –2. I più importanti composti dello zolfo con stato di ossidazione -2 sono l'idrogeno solforato e i solfuri. Solfuro di idrogeno - H 2 S - gas incolore con odore caratteristico di proteine ​​in putrefazione, tossico. La molecola di idrogeno solforato ha una forma angolare, l'angolo di legame è di 92º. Formato dall'interazione diretta dell'idrogeno con il vapore di zolfo. In laboratorio, l'idrogeno solforato viene prodotto dall'azione di acidi forti sui solfuri metallici:

Na2S + 2HCl = 2NaCl + H2S

L'idrogeno solforato è un forte agente riducente e può anche essere ossidato dall'ossido di zolfo (IV).

2H2S -2 + S +4O2 = 3S0 + 2H2O

A seconda delle condizioni, i prodotti dell'ossidazione dei solfuri possono essere S, SO 2 o H 2 SO 4:

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

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

Nell'aria e in un'atmosfera di ossigeno, l'idrogeno solforato brucia formando zolfo o SO 2 a seconda delle condizioni.

L'idrogeno solforato è leggermente solubile in acqua (2,5 volumi di H 2 S per 1 volume di acqua) e si comporta come un acido dibasico debole.

H2S H + + HS - ; K1 = 1×10 -7

HS - H + + S 2- ; K2 = 2,5×10 -13

Come acido dibasico, l'idrogeno solforato forma due serie di sali: idrosolfuri (sali acidi) e solfuri (sali medi). Ad esempio, NaHS è idrosolfuro e Na 2 S è solfuro di sodio.

I solfuri della maggior parte dei metalli sono leggermente solubili in acqua, colorati in colori caratteristici e differiscono in solubilità negli acidi: ZnS - bianco, CdS - giallo-arancio, MnS - color carne, HgS, CuS, PbS, FeS - nero, SnS - marrone , SnS 2 - giallo. I solfuri dei metalli alcalini e alcalino terrosi, nonché il solfuro di ammonio, sono altamente solubili in acqua. I solfuri solubili sono altamente idrolizzati.

Na2S + H2O NaHS + NaOH

I solfuri, come gli ossidi, sono basici, acidi e anfoteri. Le proprietà principali sono esibite dai solfuri dei metalli alcalini e alcalino terrosi, le proprietà acide sono esibite dai solfuri dei non metalli. La differenza nella natura chimica dei solfuri si manifesta nelle reazioni di idrolisi e nell'interazione dei solfuri di diversa natura tra di loro. Solfuri basici sotto forma di idrolisi ambiente alcalino, gli acidi si idrolizzano irreversibilmente per formare gli acidi corrispondenti:

SiS2 + 3H2O = H2SiO3 + 2H2S

I solfuri anfoteri sono insolubili in acqua, alcuni di essi, ad esempio i solfuri di alluminio, ferro (III), cromo (III), sono completamente idrolizzati:

Al2S3 + 3H2O = 2Al(OH)3 + 3H2S

Quando i solfuri basici e acidi interagiscono, si formano i tiosali. I tioacidi corrispondenti sono generalmente instabili; la loro decomposizione è simile alla decomposizione degli acidi contenenti ossigeno.

CS2 + Na2S = Na2CS3; Na2CS3 + H2SO4 = H2CS3 + Na2SO4;

acido tiocarbonico tiocarbonato di sodio

H2CS3 = H2S + CS2

Composti di persolfuro. La tendenza dello zolfo a formare omocatene si realizza nei persolfuri (polisolfuri), che si formano quando vengono riscaldate soluzioni di solfuri con zolfo:

Na2S + (n-1)S = Na2S n

I persolfuri sono presenti in natura, ad esempio il minerale più diffuso, la pirite FeS 2, è il persolfuro di ferro (II). Quando esposti a soluzioni di polisolfuri di acidi minerali, vengono isolati i polisolfani: sostanze simili all'olio instabili della composizione H 2 S n, dove n varia da 2 a 23.

I persolfuri, come i perossidi, presentano proprietà sia ossidanti che riducenti e sono anche facilmente sproporzionati.

Na2S2 + SnS = SnS2 + Na2S; 4FeS2 + 11O2 = 2Fe2O3 + 8SO2;

Na2S2-1 = S0 + Na2S-2

Composti con stato di ossidazione +4. Il più importante è l'ossido di zolfo (IV), un gas incolore con un odore tagliente odore sgradevole zolfo in fiamme. La molecola di SO2 ha una struttura angolare (l'angolo OSO è 119,5°):

Nell'industria, la SO 2 viene prodotta arrostendo la pirite o bruciando lo zolfo. Un metodo di laboratorio per produrre anidride solforosa è l'azione di acidi minerali forti sui solfiti.

Na2SO3 + 2HCl = 2NaCl + SO2 + H2O

L'ossido di zolfo (IV) è un agente riducente energetico

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

ma, interagendo con agenti riducenti forti, può agire come agente ossidante:

2H2S + S+4O2 = 3S0 + 2H2O

L'anidride solforosa è altamente solubile in acqua (40 volumi per 1 volume di acqua). In una soluzione acquosa, le molecole di SO2 idratate si dissociano parzialmente per formare un catione idrogeno:

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

Per questo motivo una soluzione acquosa di anidride solforosa viene spesso considerata una soluzione di acido solforoso - H 2 SO 3, sebbene in realtà questo composto apparentemente non esista. Tuttavia, i sali dell'acido solforico sono stabili e possono essere isolati in forma individuale:

SO2 + NaOH = NaHSO3; SO2 + 2NaOH = Na2SO3

idrosolfito di sodio, solfito di sodio

L'anione solfito ha una struttura piramidale trigonale con un atomo di zolfo all'apice. La coppia solitaria dell'atomo di zolfo è diretta spazialmente, quindi l'anione, un donatore attivo di una coppia di elettroni, si trasforma facilmente in HSO 3 tetraedrico - ed esiste sotto forma di due forme tautomeriche:

I solfiti di metalli alcalini sono altamente solubili in acqua e sono in gran parte idrolizzati:

SO32- + H2O HSO3 - + OH -

I forti agenti riducenti, quando conservano le loro soluzioni, vengono gradualmente ossidati dall'ossigeno atmosferico e, una volta riscaldati, diventano sproporzionati:

2Na2S+4O3+O2 = 2Na2S+6O4; 4Na2S +4O3 = Na2S -2 + 3Na2S +6O4

Lo stato di ossidazione +4 si verifica negli alogenuri e negli ossoalogenuri:

SF 4 SOF 2 SOCl 2 SOBr 2

fluoruro di zolfo (IV), ossofluoruro di zolfo (IV), ossocloruro di zolfo (IV), ossobromuro di zolfo (IV)

In tutte le molecole sopra indicate, una coppia di elettroni solitari è localizzata sull'atomo di zolfo, SF 4 ha la forma di un tetraedro distorto (bisfenoide), SOHal 2 ha la forma di una piramide trigonale.

Il fluoruro di zolfo (IV) è un gas incolore. L'ossocloruro di zolfo (IV) (cloruro di tionile, cloruro di tionile) è un liquido incolore con odore pungente. Queste sostanze sono ampiamente utilizzate nella sintesi organica per ottenere composti di fluoro e organoclorurati.

I composti di questo tipo sono di natura acida, come evidenziato dal loro rapporto con l'acqua:

SF4 + 3H2O = H2SO3 + 4HF; SOCl2 + 2H2O = H2SO3 + 2HCl.

Composti con stato di ossidazione +6:

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

fluoruro di zolfo (VI), diossodicloruro di zolfo (VI), ossido di zolfo (VI), acido solforico, anione solfato

L'esafluoruro di zolfo è un gas inerte incolore utilizzato come dielettrico gassoso. La molecola SF 6 è altamente simmetrica e ha una geometria ottaedrica. SO 2 Cl 2 (cloruro di solforile, cloruro di solforile) è un liquido incolore che fuma nell'aria a causa dell'idrolisi, utilizzato nella sintesi organica come reagente clorurante:

SO2Cl2 + 2H2O = H2SO4 + 2HCl

L'ossido di zolfo (VI) è un liquido incolore (p.e. 44,8 °C, pf 16,8 °C). Allo stato gassoso l'SO 3 ha una struttura monomerica, allo stato liquido esiste principalmente sotto forma di molecole trimeriche cicliche e allo stato solido è un polimero.

Nell'industria, il triossido di zolfo viene prodotto mediante l'ossidazione catalitica del suo biossido:

2SO2 + O2 ¾® 2SO3

In laboratorio, la SO 3 può essere ottenuta distillando l'oleum, una soluzione di anidride solforosa in acido solforico.

SO 3 è un tipico ossido acido, che aggiunge vigorosamente acqua e altri reagenti contenenti protoni:

SO3 + H2O = H2SO4; SO 3 + HF = HOSO 2 F

fluorozolfo (fluorosolfonico)

acido

Acido solforico- H 2 SO 4 - liquido oleoso incolore, p.f. 10,4 °C, p.e. 340 °C (con decomposizione). Illimitatamente solubile in acqua, un forte acido dibasico. L'acido solforico concentrato è un vigoroso agente ossidante, soprattutto se riscaldato. Ossida i non metalli e i metalli che si trovano nella serie dei potenziali degli elettrodi standard a destra dell'idrogeno:

C + 2H2SO4 = CO2 + 2SO2 + 2H2O; Cu + 2H 2 SO 4 = CuSO 4 + SO 2 + 2H 2 O

Interagendo con metalli più attivi, l'acido solforico può essere ridotto a zolfo o idrogeno solforato, ad esempio,

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

L'acido solforico concentrato a freddo passiva molti metalli (ferro, piombo, alluminio, cromo) a causa della formazione di un denso film di ossido o sale sulla loro superficie.

L'acido solforico forma due serie di sali: quelli contenenti l'anione solfato - SO 4 2- (sali medi) e quelli contenenti l'anione idrosolfato - HSO 4 - (sali degli acidi). I solfati sono generalmente altamente solubili in acqua; BaSO 4 , SrSO 4 , PbSO 4 , Cu 2 SO 4 sono scarsamente solubili. La formazione di un precipitato bianco e finemente cristallino di solfato di bario quando esposto ad una soluzione di cloruro di bario è reazione qualitativa all'anione solfato. Questa reazione viene utilizzata anche per la determinazione quantitativa dello zolfo.

Ba2+ + SO42- = BaSO4 ¯

I sali più importanti dell'acido solforico sono: Na 2 SO 4 ×10H 2 O - mirabilite, sale di Glauber - utilizzato nella produzione di soda e vetro; MgSO 4 × 7H 2 O - sale Epsom amaro - utilizzato in medicina come lassativo, per la rifinitura dei tessuti, per la concia delle pelli; CaSO 4 ×2H 2 O - gesso - utilizzato in medicina e nell'edilizia; CaSO 4 ×1/2H 2 O - alabastro - usato come materiale da costruzione; CuSO 4 ×5H 2 O - solfato di rame- usato in agricoltura proteggere le piante dalle malattie fungine; FeSO 4 × 7H 2 O - solfato di ferro - utilizzato in agricoltura come microfertilizzante e nella depurazione dell'acqua come coagulante; K 2 SO 4 ×Al 2 (SO 4) 3 ×24H 2 O - allume di potassio - utilizzato per la concia delle pelli.

La sintesi dell'acido solforico nell'industria viene effettuata con il metodo di contatto, la cui prima fase è la tostatura della pirite:

4FeS2 + 11O2 = 2Fe2O3 + 8SO2

2SO2 + O2 = 2SO3

Quando SO 3 viene disciolto in acido solforico concentrato, si forma tutta una serie di acidi polisolforici. Una miscela di H 2 SO 4, H 2 S 2 O 7, H 2 S 3 O 10, H 2 S 4 O 13 è un liquido oleoso denso che fuma nell'aria - oleum. Quando si diluisce l'oleum con acqua Comunicazioni S-O-S vengono rotti e gli acidi polisolforici vengono convertiti in acido solforico concentrazione richiesta.

Acido pirosolforico (disolforico).-H2S2O7:

Cristalli incolori e fusibili che si separano dall'oleum.

SO3 + H2SO4 = H2S2O7

I sali dell'acido pirosolforico - pirosolfati (disolfati) - sono ottenuti mediante decomposizione termica degli idrosolfati:

KHSO4 = K2S2O7 + H2O

Acido tiosolfrico- H 2 S 2 O 3 – esiste in due forme tautomeriche:

In soluzioni acquose è instabile e si decompone con liberazione di zolfo e SO 2:

H2S2O3 = S¯ + SO2 + H2O

I sali dell'acido tiosolfrico - tiosolfati - sono stabili e possono essere ottenuti facendo bollire lo zolfo con soluzioni acquose di solfiti:

Na2SO3 + S = Na2S2O3

Le proprietà dei tiosolfati sono determinate dalla presenza di atomi di zolfo in due gradi diversi ossidazione –2 e +6. Pertanto, la presenza di zolfo nello stato di ossidazione –2 determina le proprietà riducenti:

Na2SO3S -2 + Cl2 + H2O = Na2S +6O4 + S0 + 2HCl

Il tiosolfato di sodio trova largo impiego in fotografia come fissativo e in chimica analitica per la determinazione quantitativa dello iodio e delle sostanze che liberano iodio (analisi iodometrica).

Acidi politionici. Le unità strutturali tetraedriche negli acidi polisolforici possono combinarsi attraverso gli atomi di zolfo per formare composti formula generale H 2 S x O 6, in cui x = 2 – 6.

Gli acidi politionici sono instabili, ma formano sali stabili: i politionati. Per esempio. Il tetrationato di sodio si forma per azione dello iodio su una soluzione acquosa di tiosolfato di sodio:

Na2S2O3 + I2 = Na2S4O6 + 2NaI

Acidi perossosolforici (persolforici).. Il ruolo di ponte che collega le unità strutturali degli acidi polisolforici può essere svolto dal gruppo perossido. Lo stesso gruppo fa parte dell'acido monosolforico:

H2SO5- acido monosolforico H2S2O8 - acido perossodisolforico

(Caroacido)

Gli acidi perossosolforici si idrolizzano per formare perossido di idrogeno:

H2SO5 + H2O = H2SO4 + H2O2; H2S2O8 + 2H2O = 2H2SO4 + H2O2.

L'acido perossidisolforico è prodotto mediante elettrolisi soluzione acquosa acido solforico:

2HSO4 - - 2e - = H2S2O8

Forma sali - persolfati. Il persolfato di ammonio - (NH 4) 2 S 2 O 8 - viene utilizzato in condizioni di laboratorio come agente ossidante.

L'elettronegatività, come altre proprietà degli atomi degli elementi chimici, cambia periodicamente con l'aumentare del numero atomico dell'elemento:

Il grafico sopra mostra la periodicità dei cambiamenti nell'elettronegatività degli elementi dei principali sottogruppi in base al numero atomico dell'elemento.

Quando ci si sposta verso il basso in un sottogruppo della tavola periodica, l'elettronegatività degli elementi chimici diminuisce e quando ci si sposta a destra lungo il periodo aumenta.

L'elettronegatività riflette la nonmetallicità degli elementi: maggiore è il valore di elettronegatività, maggiori sono le proprietà non metalliche dell'elemento.

Stato di ossidazione

Come calcolare lo stato di ossidazione di un elemento in un composto?

1) Lo stato di ossidazione degli elementi chimici nelle sostanze semplici è sempre zero.

2) Ci sono elementi che presentano uno stato di ossidazione costante nelle sostanze complesse:

3) Esistono elementi chimici che presentano uno stato di ossidazione costante nella stragrande maggioranza dei composti. Questi elementi includono:

Elemento	Stato di ossidazione in quasi tutti i composti	Eccezioni
idrogeno H	+1	Idruri di metalli alcalini e alcalino terrosi, ad esempio:
ossigeno O	-2	Perossidi di idrogeno e metalli: Fluoruro di ossigeno -

4) La somma algebrica degli stati di ossidazione di tutti gli atomi in una molecola è sempre zero. La somma algebrica degli stati di ossidazione di tutti gli atomi di uno ione è uguale alla carica dello ione.

5) Lo stato di ossidazione più alto (massimo) è uguale al numero del gruppo. Eccezioni che non rientrano in questa regola sono gli elementi del sottogruppo secondario del gruppo I, gli elementi del sottogruppo secondario del gruppo VIII, nonché l'ossigeno e il fluoro.

Elementi chimici il cui numero di gruppo non corrisponde al loro grado più alto ossidazione (necessario da ricordare)

6) Lo stato di ossidazione più basso dei metalli è sempre zero e lo stato di ossidazione più basso dei non metalli è calcolato dalla formula:

stato di ossidazione più basso del non metallo = numero del gruppo − 8

Sulla base delle regole sopra presentate, è possibile stabilire lo stato di ossidazione di un elemento chimico in qualsiasi sostanza.

Trovare gli stati di ossidazione degli elementi in vari composti

Esempio 1

Determinare gli stati di ossidazione di tutti gli elementi nell'acido solforico.

Soluzione:

Scriviamo la formula dell'acido solforico:

Lo stato di ossidazione dell'idrogeno in tutte le sostanze complesse è +1 (eccetto gli idruri metallici).

Lo stato di ossidazione dell'ossigeno in tutte le sostanze complesse è -2 (ad eccezione dei perossidi e del fluoruro di ossigeno OF 2). Disponiamo gli stati di ossidazione conosciuti:

Indichiamo lo stato di ossidazione dello zolfo come X:

La molecola di acido solforico, come la molecola di qualsiasi sostanza, è generalmente elettricamente neutra, perché la somma degli stati di ossidazione di tutti gli atomi di una molecola è zero. Schematicamente ciò può essere rappresentato come segue:

Quelli. abbiamo ottenuto la seguente equazione:

Risolviamolo:

Pertanto, lo stato di ossidazione dello zolfo nell'acido solforico è +6.

Esempio 2

Determina lo stato di ossidazione di tutti gli elementi nel dicromato di ammonio.

Soluzione:

Scriviamo la formula del dicromato di ammonio:

Come nel caso precedente, possiamo disporre gli stati di ossidazione di idrogeno e ossigeno:

Tuttavia, vediamo che gli stati di ossidazione di due elementi chimici contemporaneamente sono sconosciuti: azoto e cromo. Pertanto, non possiamo trovare stati di ossidazione in modo simile all'esempio precedente (un'equazione con due variabili non ha un'unica soluzione).

Prestiamo attenzione al fatto che questa sostanza appartiene alla classe dei sali e, di conseguenza, ha una struttura ionica. Quindi possiamo giustamente dire che la composizione del dicromato di ammonio comprende cationi NH 4 + (la carica di questo catione può essere vista nella tabella di solubilità). Di conseguenza, poiché l'unità formula del dicromato di ammonio contiene due cationi NH 4 + positivi a carica singola, la carica dello ione dicromato è uguale a -2, poiché la sostanza nel suo insieme è elettricamente neutra. Quelli. la sostanza è formata da cationi NH 4 + e anioni Cr 2 O 7 2-.

Conosciamo gli stati di ossidazione dell'idrogeno e dell'ossigeno. Sapendo che la somma degli stati di ossidazione degli atomi di tutti gli elementi in uno ione è uguale alla carica e denotando gli stati di ossidazione di azoto e cromo come X E sì di conseguenza possiamo scrivere:

Quelli. otteniamo due equazioni indipendenti:

Risolvendolo, troviamo X E sì:

Pertanto, nel dicromato di ammonio gli stati di ossidazione dell'azoto sono -3, idrogeno +1, cromo +6 e ossigeno -2.

Puoi leggere come determinare gli stati di ossidazione degli elementi nelle sostanze organiche.

Valenza

La valenza degli atomi è indicata dai numeri romani: I, II, III, ecc.

Le capacità di valenza di un atomo dipendono dalla quantità:

1) elettroni spaiati

2) coppie elettroniche solitarie negli orbitali dei livelli di valenza

3) orbitali elettronici vuoti del livello di valenza

Possibilità di valenza dell'atomo di idrogeno

Descriviamo la formula grafica elettronica dell'atomo di idrogeno:

È stato detto che tre fattori possono influenzare le possibilità di valenza: la presenza di elettroni spaiati, la presenza di coppie di elettroni solitari nel livello esterno e la presenza di orbitali vacanti (vuoti) nel livello esterno. Vediamo un elettrone spaiato al livello energetico esterno (e unico). Sulla base di ciò, l'idrogeno può sicuramente avere una valenza I. Tuttavia, nel primo livello energetico c'è solo un sottolivello: S, quelli. L'atomo di idrogeno al livello esterno non ha né coppie di elettroni solitari né orbitali vuoti.

Pertanto, l’unica valenza che un atomo di idrogeno può esibire è I.

Possibilità di valenza dell'atomo di carbonio

Consideriamo la struttura elettronica dell'atomo di carbonio. Nello stato fondamentale, la configurazione elettronica del suo livello esterno è la seguente:

Quelli. nello stato fondamentale al livello energetico esterno dell'atomo di carbonio non eccitato ci sono 2 elettroni spaiati. In questo stato può esibire una valenza di II. Tuttavia, l'atomo di carbonio entra molto facilmente in uno stato eccitato quando gli viene trasmessa energia, e la configurazione elettronica dello strato esterno in questo caso assume la forma:

Nonostante il fatto che una certa quantità di energia venga spesa nel processo di eccitazione dell'atomo di carbonio, il dispendio è più che compensato dalla formazione di quattro legami covalenti. Per questo motivo la valenza IV è molto più caratteristica dell'atomo di carbonio. Ad esempio, il carbonio ha valenza IV nelle molecole dell'anidride carbonica, dell'acido carbonico e in assoluto di tutte le sostanze organiche.

Oltre agli elettroni spaiati e alle coppie di elettroni solitari, anche la presenza di orbitali di livello di valenza vacanti influisce sulle possibilità di valenza. La presenza di tali orbitali a livello pieno porta al fatto che l'atomo può agire come accettore di una coppia di elettroni, ad es. formano ulteriori legami covalenti attraverso un meccanismo donatore-accettore. Ad esempio, contrariamente alle aspettative, nella molecola monossido di carbonio Il legame CO non è doppio, ma triplo, come è chiaramente mostrato nella seguente illustrazione:

Possibilità di valenza dell'atomo di azoto

Scriviamo la formula grafica elettronica per il livello di energia esterna dell'atomo di azoto:

Come si può vedere dall'illustrazione sopra, l'atomo di azoto nel suo stato normale ha 3 elettroni spaiati, e quindi è logico supporre che sia in grado di esibire una valenza di III. Infatti, nelle molecole di ammoniaca si osserva una valenza pari a tre (NH 3), acido nitroso(HNO 2), tricloruro di azoto (NCl 3), ecc.

Si è detto sopra che la valenza di un atomo di un elemento chimico dipende non solo dal numero di elettroni spaiati, ma anche dalla presenza di coppie di elettroni solitari. Ciò è dovuto al fatto che covalente legame chimico può essere formato non solo quando due atomi si forniscono reciprocamente un elettrone, ma anche quando un atomo con una coppia solitaria di elettroni - donatore () lo fornisce a un altro atomo con un livello orbitale di valenza vacante () (accettore). Quelli. Per l'atomo di azoto la valenza IV è possibile anche a causa di un ulteriore legame covalente formato secondo il meccanismo donatore-accettore. Ad esempio, durante la formazione di un catione ammonio si osservano quattro legami covalenti, uno dei quali è formato da un meccanismo donatore-accettore:

Nonostante il fatto che uno dei legami covalenti si formi secondo il meccanismo donatore-accettore, tutto Collegamenti NH nel catione ammonio sono assolutamente identici e non differiscono in alcun modo l'uno dall'altro.

L'atomo di azoto non è in grado di esibire una valenza pari a V. Ciò è dovuto al fatto che è impossibile per un atomo di azoto passare a uno stato eccitato, in cui due elettroni sono accoppiati con la transizione di uno di essi verso un orbitale libero più vicino a livello energetico. L'atomo di azoto non ha D-sottolivello, e la transizione all'orbitale 3s è energeticamente così costosa che i costi energetici non sono coperti dalla formazione di nuovi legami. Molti potrebbero chiedersi, qual è la valenza dell'azoto, ad esempio, nelle molecole di acido nitrico HNO 3 o ossido nitrico N 2 O 5? Stranamente, qui la valenza è anche IV, come si può vedere dalle seguenti formule strutturali:

La linea tratteggiata nell'illustrazione mostra il cosiddetto delocalizzato π -connessione. Per questo motivo i legami NO terminali possono essere chiamati “un legame e mezzo”. Legami simili da un anno e mezzo sono presenti anche nella molecola dell'ozono O 3, del benzene C 6 H 6, ecc.

Possibilità di valenza del fosforo

Descriviamo la formula grafica elettronica del livello di energia esterna dell'atomo di fosforo:

Come vediamo, la struttura dello strato esterno dell'atomo di fosforo allo stato fondamentale e dell'atomo di azoto è la stessa, e quindi è logico aspettarsi per l'atomo di fosforo, così come per l'atomo di azoto, possibili valenze pari a I, II, III e IV, come osservato nella pratica.

Tuttavia, a differenza dell'azoto, anche l'atomo di fosforo ne ha D-sottolivello con 5 orbitali vacanti.

A questo proposito, è in grado di passare a uno stato eccitato, vaporizzando elettroni 3 S-orbitali:

Pertanto è possibile la valenza V per l'atomo di fosforo, inaccessibile all'azoto. Ad esempio, l'atomo di fosforo ha una valenza di cinque in molecole di composti come acido fosforico, alogenuri di fosforo (V), ossido di fosforo (V), ecc.

Possibilità di valenza dell'atomo di ossigeno

La formula grafica elettronica per il livello di energia esterna di un atomo di ossigeno ha la forma:

Vediamo due elettroni spaiati al 2° livello, e quindi la valenza II è possibile per l'ossigeno. Va notato che questa valenza dell'atomo di ossigeno si osserva in quasi tutti i composti. Sopra, considerando le capacità di valenza dell'atomo di carbonio, abbiamo discusso la formazione della molecola di monossido di carbonio. Il legame nella molecola di CO è triplo, quindi l'ossigeno è trivalente (l'ossigeno è un donatore di coppie di elettroni).

A causa del fatto che l'atomo di ossigeno non ha un esterno D-sottolivello, accoppiamento elettronico S E P- orbitali è impossibile, motivo per cui le capacità di valenza dell'atomo di ossigeno sono limitate rispetto ad altri elementi del suo sottogruppo, ad esempio lo zolfo.

Possibilità di valenza dell'atomo di zolfo

Livello di energia esterna di un atomo di zolfo in uno stato non eccitato:

L'atomo di zolfo, come l'atomo di ossigeno, ha normalmente due elettroni spaiati, quindi possiamo concludere che lo zolfo può avere una valenza pari a due. Infatti, lo zolfo ha valenza II, ad esempio, nella molecola di idrogeno solforato H 2 S.

Come vediamo, l'atomo di zolfo appare a livello esterno D-sottolivello con orbitali liberi. Per questo motivo l'atomo di zolfo è in grado di espandere le sue capacità di valenza, a differenza dell'ossigeno, grazie alla transizione verso stati eccitati. Pertanto, quando si accoppia una coppia di elettroni solitari 3 P-sottolivello, l'atomo di zolfo acquisisce la configurazione elettronica del livello esterno nella seguente forma:

In questo stato, l'atomo di zolfo ha 4 elettroni spaiati, il che ci dice che gli atomi di zolfo possono mostrare una valenza IV. Infatti, lo zolfo ha valenza IV nelle molecole SO 2, SF 4, SOCl 2, ecc.

Quando si accoppia la seconda coppia di elettroni solitari situata in 3 S-sottolivello, il livello energetico esterno acquisisce la configurazione:

In questo stato diventa possibile la manifestazione della valenza VI. Esempi di composti con zolfo VI-valente sono SO 3, H 2 SO 4, SO 2 Cl 2, ecc.

Allo stesso modo, possiamo considerare le possibilità di valenza di altri elementi chimici.