Hidrogen sulfurat - H2S
Compuși ai sulfului -2, +4, +6. Reacții calitative la sulfiți, sulfiți, sulfați.
Interacțiunea Primire:
1. hidrogen cu sulf la t - 300 0
2. când acționează asupra sulfurilor acizilor minerali:
Na 2 S + 2HCl \u003d 2 NaCl + H 2 S
Proprietăți fizice:
gaz incolor, cu miros de ouă putrezite, otrăvitor, mai greu decât aerul, dizolvat în apă, formează un acid sulfurat de hidrogen slab.
Proprietăți chimice
Proprietăți acido-bazice
1. O soluție de hidrogen sulfurat în apă - acid hidrosulfurat - este un acid dibazic slab, prin urmare se disociază în trepte:
H2S ↔ HS - + H +
HS - ↔ H - + S 2-
2. Acidul hidrosulfuric are proprietățile generale ale acizilor, reacționează cu metale, oxizi bazici, baze, săruri:
H 2 S + Ca \u003d CaS + H 2
H2S + CaO \u003d CaS + H2O
H2S + 2NaOH \u003d Na2S + 2H2O
H 2 S + CuSO 4 \u003d CuS ↓ + H 2 SO 4
Toate sărurile acide - hidrosulfuri - sunt foarte solubile în apă. Sărurile normale - sulfurile - se dizolvă în apă în diferite moduri: sulfurile metalelor alcaline și alcalino-pământoase sunt foarte solubile, sulfurile altor metale sunt insolubile în apă, iar sulfurile de cupru, plumb, mercur și alte metale grele nu se dizolvă nici măcar în acizi (cu excepția acidului azotic)
CuS + 4HNO 3 \u003d Cu (NO 3) 2 + 3S + 2NO + 2H 2 O
Sulfurile solubile suferă hidroliză - la anion.
Na 2 S ↔ 2Na + + S 2-
S 2- +HOH ↔HS - +OH -
Na 2 S + H 2 O ↔ NaHS + NaOH
O reacție calitativă la acidul hidrosulfurat și sărurile sale solubile (adică la ionul sulfură S 2-) este interacțiunea lor cu sărurile de plumb solubile, cu formarea unui precipitat de PbS negru.
Na 2 S + Pb (NO 3) 2 \u003d 2NaNO 3 + PbS ↓
Pb2+ + S2- = PbS↓
Afișează numai proprietăți de restaurare, tk. atomul de sulf are cea mai scăzută stare de oxidare -2
1. cu oxigen
a) lipsit
2H 2 S -2 + O 2 0 \u003d S 0 + 2H 2 O -2
b) cu exces de oxigen
2H 2 S + 3O 2 \u003d 2SO 2 + 2H 2 O
2. cu halogeni (decolorarea apei cu brom)
H 2 S -2 + Br 2 \u003d S 0 + 2HBr -1
3. cu conc. HNO3
H 2 S + 2HNO 3 (k) \u003d S + 2NO 2 + 2H 2 O
b) cu agenți oxidanți puternici (KMnO 4, K 2 CrO 4 în mediu acid)
2KMnO 4 + 3H 2 SO 4 + 5H 2 S \u003d 5S + 2MnSO 4 + K 2 SO 4 + 8H 2 O
c) acidul hidrosulfurat este oxidat nu numai de agenții oxidanți puternici, ci și de cei mai slabi, de exemplu, sărurile de fier (III), acidul sulfuros etc.
2FeCl 3 + H 2 S = 2FeCl 2 + S + 2HCl
H 2 SO 3 + 2H 2 S \u003d 3S + 3H 2 O
chitanta
1. arderea sulfului în oxigen.
2. arderea hidrogenului sulfurat în exces de O 2
2H 2 S + 3O 2 \u003d 2SO 2 + 2H 2 O
3. oxidarea sulfurilor
2CuS + 3O 2 \u003d 2SO 2 + 2CuO
4. interacţiunea sulfiţilor cu acizii
Na 2 SO 3 + H 2 SO 4 \u003d Na 2 SO 4 + SO 2 + H 2 O
5. interacţiunea metalelor într-o serie de activităţi după (H 2) cu conc. H2SO4
Cu + 2H 2 SO 4 \u003d CuSO 4 + SO 2 + 2H 2 O
Proprietăți fizice
Gaz, incolor, cu un miros sufocant de sulf ars, otrăvitor, de peste 2 ori mai greu decât aerul, foarte solubil în apă (la temperatura camerei, aproximativ 40 de volume de gaz se dizolvă într-un singur volum).
Proprietăți chimice:
Proprietăți acido-bazice
SO2 este un oxid acid tipic.
1.cu alcalii, formând două tipuri de săruri: sulfiți și hidrosulfiți
2KOH + SO 2 \u003d K 2 SO 3 + H 2 O
KOH + SO 2 \u003d KHSO 3 + H 2 O
2.cu oxizi bazici
K 2 O + SO 2 \u003d K 2 SO 3
3. acid sulfuros slab se formează cu apa
H 2 O + SO 2 \u003d H 2 SO 3
Acidul sulfuros există numai în soluție, este un acid slab,
are toate proprietățile comune ale acizilor.
4. reacţie calitativă la sulfit - ion - SO 3 2 - acţiunea acizilor minerali
Na 2 SO 3 + 2HCl \u003d 2Na 2 Cl + SO 2 + H 2 O miros de sulf ars
proprietăți redox
În OVR, poate fi atât un agent oxidant, cât și un agent reducător, deoarece atomul de sulf din SO 2 are o stare intermediară de oxidare de +4.
Ca agent oxidant:
SO2 + 2H2S = 3S + 2H2S
Ca restaurator:
2SO 2 +O 2 \u003d 2SO 3
Cl 2 + SO 2 + 2H 2 O \u003d H 2 SO 4 + 2HCl
2KMnO 4 + 5SO 2 + 2H 2 O \u003d K 2 SO 4 + 2H 2 SO 4 + 2MnSO 4
Oxid de sulf (VI) SO3 (anhidridă sulfurică)
Chitanță:
Oxidarea dioxidului de sulf
2SO 2 + O 2 = 2SO 3 ( t 0 , cat)
Proprietăți fizice
Un lichid incolor, la temperaturi sub 17 0 С se transformă într-o masă cristalină albă. Compus instabil termic, se descompune complet la 700 0 C. Este foarte solubil in apa, in acid sulfuric anhidru si reactioneaza cu acesta pentru a forma oleum
SO 3 + H 2 SO 4 \u003d H 2 S 2 O 7
Proprietăți chimice
Proprietăți acido-bazice
Un oxid acid tipic.
1.cu alcalii, formând două tipuri de săruri: sulfați și hidrosulfați
2KOH + SO 3 \u003d K 2 SO 4 + H 2 O
KOH + SO 3 \u003d KHSO 4 + H 2 O
2.cu oxizi bazici
CaO + SO 2 \u003d CaSO 4
3. cu apă
H 2 O + SO 3 \u003d H 2 SO 4
proprietăți redox
Oxid de sulf (VI) - un agent oxidant puternic, de obicei redus la SO 2
3SO 3 + H 2 S \u003d 4SO 2 + H 2 O
Acid sulfuric H2SO4
Obținerea de acid sulfuric
În industrie, acidul este produs prin metoda contactului:
1. arderea piritei
4FeS 2 + 11O 2 \u003d 2Fe 2 O 3 + 8SO 2
2. oxidarea SO 2 la SO 3
2SO 2 + O 2 = 2SO 3 ( t 0 , cat)
3. dizolvarea SO 3 în acid sulfuric
n SO 3 + H 2 SO 4 \u003d H 2 SO 4 ∙ n SO 3 (oleum)
H2SO4∙ n SO 3 + H 2 O \u003d H 2 SO 4
Proprietăți fizice
H2SO4 este un lichid uleios greu, inodor și incolor, higroscopic. Miscibil cu apă în orice raport, atunci când acidul sulfuric concentrat este dizolvat în apă, se eliberează o cantitate mare de căldură, deci trebuie turnată cu grijă în apă și nu invers (întâi apă, apoi acid, altfel vor apărea probleme mari)
O soluție de acid sulfuric în apă cu un conținut de H 2 SO 4 mai mic de 70% este de obicei numită acid sulfuric diluat, mai mult de 70% este concentrată.
Proprietăți chimice
Bază acidă
Acidul sulfuric diluat prezintă toate proprietățile caracteristice acizilor puternici. Se disociază în soluție apoasă:
H 2 SO 4 ↔ 2H + + SO 4 2-
1. cu oxizi bazici
MgO + H2SO4 \u003d MgSO4 + H2O
2. cu baze
2NaOH + H 2 SO 4 \u003d Na 2 SO 4 + 2H 2 O
3. cu săruri
BaCl 2 + H 2 SO 4 \u003d BaSO 4 ↓ + 2HCl
Ba 2+ + SO 4 2- = BaSO 4 ↓ (precipitat alb)
Reacție calitativă la ionul sulfat SO 4 2-
Datorită punctului de fierbere mai mare, în comparație cu alți acizi, acidul sulfuric îi înlocuiește din săruri atunci când este încălzit:
NaCl + H2SO4 \u003d HCl + NaHSO4
proprietăți redox
În H 2 SO 4 diluat, agenții de oxidare sunt ionii H +, iar în H 2 SO 4 concentrat - ioni sulfat SO 4 2
În acidul sulfuric diluat, metalele care sunt în ordinea activității până la hidrogen se dizolvă, în timp ce se formează sulfați și se eliberează hidrogen.
Zn + H 2 SO 4 \u003d ZnSO 4 + H 2
Acidul sulfuric concentrat este un agent oxidant puternic, mai ales atunci când este încălzit. Oxidează multe metale, nemetale, substanțe anorganice și organice.
H2S04 (la) agent de oxidare S +6
Cu metale mai active, acidul sulfuric, în funcție de concentrație, poate fi redus la o varietate de produse.
Zn + 2H 2 SO 4 \u003d ZnSO 4 + SO 2 + 2H 2 O
3Zn + 4H 2 SO 4 = 3ZnSO 4 + S + 4H 2 O
4Zn + 5H 2 SO 4 = 4ZnSO 4 + H 2 S + 4H 2 O
Acidul sulfuric concentrat oxidează unele nemetale (sulf, carbon, fosfor etc.), reducându-se la oxid de sulf (IV)
S + 2H 2 SO 4 \u003d 3SO 2 + 2H 2 O
C + 2H 2 SO 4 \u003d 2SO 2 + CO 2 + 2H 2 O
Interacțiunea cu unele substanțe complexe
H 2 SO 4 + 8HI \u003d 4I 2 + H 2 S + 4 H 2 O
H 2 SO 4 + 2HBr \u003d Br 2 + SO 2 + 2H 2 O
Săruri ale acidului sulfuric
2 tipuri de săruri: sulfați și hidrosulfați
Sărurile acidului sulfuric au toate proprietățile comune ale sărurilor. Relația lor cu încălzirea este deosebită. Sulfații metalelor active (Na, K, Ba) nu se descompun chiar dacă sunt încălziți peste 1000 0 C, sărurile metalelor mai puțin active (Al, Fe, Cu) se descompun chiar și cu o încălzire ușoară.
În procesele redox, dioxidul de sulf poate fi atât un agent oxidant, cât și un agent reducător, deoarece atomul din acest compus are o stare intermediară de oxidare de +4.
Cum reacționează agentul de oxidare SO2 cu agenți reducători mai puternici, de exemplu cu:
SO 2 + 2H 2 S \u003d 3S ↓ + 2H 2 O
Cum reacționează agentul reducător S02 cu agenți oxidanți mai puternici, de exemplu cu în prezența unui catalizator, cu etc.:
2SO 2 + O 2 \u003d 2SO 3
SO 2 + Cl 2 + 2H 2 O \u003d H 2 SO 3 + 2HCl
chitanta
1) Dioxidul de sulf se formează în timpul arderii sulfului:
2) În industrie, se obține prin arderea piritei:
3) În laborator se poate obține dioxid de sulf:
Cu + 2H 2 SO 4 \u003d CuSO 4 + SO 2 + 2H 2 O
Aplicație
Dioxidul de sulf este utilizat pe scară largă în industria textilă pentru albirea diferitelor produse. În plus, este folosit în agricultură pentru a distruge microorganismele dăunătoare din sere și pivnițe. În cantități mari, SO 2 este folosit pentru a produce acid sulfuric.
oxid de sulf (VI) – ASA DE 3 (anhidrida sulfurica)
Anhidrida sulfurică SO 3 este un lichid incolor, care la temperaturi sub 17 ° C se transformă într-o masă cristalină albă. Absoarbe foarte bine umezeala (higroscopic).
Proprietăți chimice
Proprietăți acido-bazice
Cum interacționează un oxid de acid anhidridă sulfuric tipic:
SO 3 + CaO = CaSO 4
c) cu apă:
SO 3 + H 2 O \u003d H 2 SO 4
O proprietate specială a SO 3 este capacitatea sa de a se dizolva bine în acid sulfuric. O soluție de SO 3 în acid sulfuric se numește oleum.
Formarea oleumului: H2S04+ n SO 3 \u003d H 2 SO 4 ∙ n SO 3
proprietăți redox
Oxidul de sulf (VI) se caracterizează prin proprietăți oxidante puternice (de obicei reduse la SO 2):
3SO 3 + H 2 S \u003d 4SO 2 + H 2 O
Obținerea și utilizarea
Anhidrida sulfurică se formează în timpul oxidării dioxidului de sulf:
2SO 2 + O 2 \u003d 2SO 3
În forma sa pură, anhidrida sulfurică nu are valoare practică. Se obține ca intermediar în producerea acidului sulfuric.
H2SO4
Mențiunea acidului sulfuric se găsește pentru prima dată printre alchimiștii arabi și europeni. A fost obținut prin calcinarea sulfatului de fier (FeSO 4 ∙ 7H 2 O) în aer: 2FeSO 4 \u003d Fe 2 O 3 + SO 3 + SO 2 sau un amestec cu: 6KNO 3 + 5S \u003d 3K 2 SO 4 + 2SO 3 + 3N 2, iar vaporii emiși de anhidridă sulfurică au fost condensați. Absorbind umiditatea, s-au transformat în oleum. În funcție de metoda de preparare, H 2 SO 4 a fost numit ulei de vitriol sau ulei de sulf. În 1595, alchimistul Andreas Libavius a stabilit identitatea ambelor substanțe.
Multă vreme, uleiul de vitriol nu a fost utilizat pe scară largă. Interesul pentru ea a crescut foarte mult după secolul al XVIII-lea. A fost descoperit indigo carmin, un colorant albastru stabil. Prima fabrică de producere a acidului sulfuric a fost fondată lângă Londra în 1736. Procesul se desfășura în camere de plumb, în fundul cărora se turna apă. Un amestec topit de salpetru cu sulf a fost ars în partea superioară a camerei, apoi a fost lăsat să intre aer. Procedura s-a repetat până când s-a format un acid cu concentrația necesară la fundul recipientului.
În secolul 19 metoda a fost îmbunătățită: în loc de salpetru s-a folosit acid azotic (acesta dă la descompunere în cameră). Pentru a returna gazele azotate în sistem, au fost proiectate turnuri speciale, care au dat numele întregului proces - procesul turn. Fabrici care funcționează după metoda turnului există și astăzi.
Acidul sulfuric este un lichid gras uleios, incolor si inodor, higroscopic; se dizolvă bine în apă. Când acidul sulfuric concentrat este dizolvat în apă, se eliberează o cantitate mare de căldură, așa că trebuie turnat cu grijă în apă (și nu invers!) Și amestecați soluția.
O soluție de acid sulfuric în apă cu un conținut de H2SO4 mai mic de 70% se numește de obicei acid sulfuric diluat, iar o soluție de peste 70% se numește acid sulfuric concentrat.
Proprietăți chimice
Proprietăți acido-bazice
Acidul sulfuric diluat prezintă toate proprietățile caracteristice acizilor puternici. Ea reactioneaza:
H 2 SO 4 + NaOH \u003d Na 2 SO 4 + 2H 2 O
H 2 SO 4 + BaCl 2 \u003d BaSO 4 ↓ + 2HCl
Procesul de interacţiune a ionilor Ba 2+ cu ionii sulfat SO 4 2+ conduce la formarea unui precipitat alb insolubil BaSO 4 . Aceasta este reacție calitativă la ionul sulfat.
Proprietăți redox
În H2SO4 diluat, ionii H+ sunt agenţi de oxidare, iar în H2SO4 concentrat ionii sulfat sunt SO42+. Ionii SO 4 2+ sunt agenți oxidanți mai puternici decât ionii H + (vezi diagrama). 
LA acid sulfuric diluat dizolvă metalele care se află în seria electrochimică de tensiuni la hidrogen. În acest caz, se formează și se eliberează sulfați metalici:
Zn + H 2 SO 4 \u003d ZnSO 4 + H 2
Metalele care se află în seria electrochimică de tensiuni după hidrogen nu reacţionează cu acidul sulfuric diluat:
Cu + H2S04≠
acid sulfuric concentrat este un agent oxidant puternic, mai ales atunci când este încălzit. Oxidează multe și unele substanțe organice.
Când acidul sulfuric concentrat interacționează cu metalele care se află în seria electrochimică de tensiuni după hidrogen (Cu, Ag, Hg), se formează sulfați metalici, precum și produsul de reducere al acidului sulfuric - SO 2.
Reacția acidului sulfuric cu zincul Cu metale mai active (Zn, Al, Mg), acidul sulfuric concentrat poate fi redus la liber. De exemplu, atunci când acidul sulfuric interacționează cu, în funcție de concentrația de acid, se pot forma simultan diferiți produși de reducere a acidului sulfuric - SO2, S, H2S:
Zn + 2H 2 SO 4 \u003d ZnSO 4 + SO 2 + 2H 2 O
3Zn + 4H 2 SO 4 = 3ZnSO 4 + S↓ + 4H 2 O
4Zn + 5H 2 SO 4 = 4ZnSO 4 + H 2 S + 4H 2 O
La rece, acidul sulfuric concentrat pasivează unele metale, de exemplu, și, prin urmare, este transportat în rezervoare de fier:
Fe + H2S04 ≠
Acidul sulfuric concentrat oxidează unele nemetale (, etc.), revenind la oxid de sulf (IV) SO 2:
S + 2H 2 SO 4 \u003d 3SO 2 + 2H 2 O
C + 2H 2 SO 4 \u003d 2SO 2 + CO 2 + 2H 2 O
Obținerea și utilizarea
În industrie, acidul sulfuric se obține prin contact. Procesul de achiziție are loc în trei etape:
- Obținerea SO 2 prin prăjirea piritei:
4FeS 2 + 11O 2 = 2Fe 2 O 3 + 8SO 2
- Oxidarea SO 2 la SO 3 în prezența unui catalizator - oxid de vanadiu (V):
2SO 2 + O 2 \u003d 2SO 3
- Dizolvarea SO 3 în acid sulfuric:
H2SO4+ n SO 3 \u003d H 2 SO 4 ∙ n SO 3
Oleum-ul rezultat este transportat în rezervoare de fier. Acidul sulfuric cu concentrația necesară se obține din oleum prin turnarea lui în apă. Acest lucru poate fi exprimat într-o diagramă:
H2SO4∙ n SO 3 + H 2 O \u003d H 2 SO 4
Acidul sulfuric își găsește aplicații variate în diverse domenii ale economiei naționale. Este folosit pentru uscarea gazelor, la producerea altor acizi, la producerea îngrășămintelor, a diverșilor coloranți și a medicamentelor.
Săruri ale acidului sulfuric
Majoritatea sulfaților sunt foarte solubili în apă (CaS04 ușor solubil, chiar mai puțin PbSO4 și BaSO4 practic insolubil). Unii sulfați care conțin apă de cristalizare se numesc vitriol:
CuSO 4 ∙ 5H 2 O sulfat de cupru
FeSO 4 ∙ 7H 2 O sulfat feros
Sărurile acidului sulfuric au de toate. Relația lor cu încălzirea este deosebită.
Sulfații metalelor active ( , ) nu se descompun nici măcar la 1000 ° C, în timp ce alții (Cu, Al, Fe) - se descompun la încălzire ușoară în oxid metalic și SO 3:
CuSO 4 \u003d CuO + SO 3
Descarca:
Descărcați gratuit rezumate pe această temă: „Producerea acidului sulfuric prin metoda de contact”
Puteți descărca eseuri pe alte subiecte
*pe imaginea discului este o fotografie cu sulfat de cupru
4.doc
Sulf. Hidrogen sulfurat, sulfuri, hidrosulfuri. Oxizi de sulf (IV) și (VI). Acizi sulfuros și sulfuric și sărurile acestora. Esteri ai acidului sulfuric. Tiosulfat de sodiu
4.1. Sulf
Sulful este unul dintre puținele elemente chimice pe care oamenii le folosesc de câteva milenii. Este larg răspândit în natură și apare atât în stare liberă (sulf nativ), cât și în compuși. Mineralele care conțin sulf pot fi împărțite în două grupe - sulfuri (pirite, străluciri, amestecuri) și sulfați. Sulful nativ se găsește în cantități mari în Italia (insula Sicilia) și SUA. În CSI, există zăcăminte de sulf nativ în regiunea Volga, în statele din Asia Centrală, în Crimeea și în alte regiuni.
Mineralele din primul grup includ luciul de plumb PbS, luciul de cupru Cu 2 S, luciul de argint - Ag 2 S, blenda de zinc - ZnS, blenda de cadmiu - CdS, pirita sau pirita de fier - FeS 2, calcopirita - CuFeS 2, cinabru - HgS .
Mineralele din a doua grupă includ ghips CaSO 4 2H 2 O, mirabilite (sare Glauber) - Na 2 SO 4 10H 2 O, ki-seritul - MgSO 4 H 2 O.
Sulful se găsește în organismele animalelor și plantelor, deoarece face parte din moleculele de proteine. Compușii organici ai sulfului se găsesc în ulei.
chitanta
1. La obținerea sulfului din compuși naturali, de exemplu, din pirita de sulf, acesta este încălzit la temperaturi ridicate. Pirita de sulf se descompune cu formarea de sulfură de fier (II) și sulf:
2. Sulful poate fi obținut prin oxidarea hidrogenului sulfurat cu lipsă de oxigen conform reacției:
2H 2 S + O 2 \u003d 2S + 2H 2 O
3. În prezent, este obișnuită obținerea de sulf prin reducerea carbonului a dioxidului de sulf SO 2 - un produs secundar în topirea metalelor din minereurile sulfuroase:
SO 2 + C \u003d CO 2 + S
4. Gazele reziduale din cuptoarele metalurgice și de cocs conțin un amestec de dioxid de sulf și hidrogen sulfurat. Acest amestec este trecut la temperatură ridicată peste un catalizator:
H 2 S + SO 2 \u003d 2H 2 O + 3S
^ Proprietăți fizice
Sulful este o substanță dură, fragilă, galben-lămâie. Este practic insolubil în apă, dar foarte solubil în disulfură de carbon CS 2 anilină și alți solvenți.
Conductor slab de căldură și electricitate. Sulful formează mai multe modificări alotropice:
1 . ^ sulf rombic (cel mai stabil), cristalele au forma octaedrelor.
Când sulful este încălzit, culoarea și vâscozitatea acestuia se schimbă: în primul rând, se formează galben deschis, iar apoi, pe măsură ce temperatura crește, se întunecă și devine atât de vâscos încât nu curge din eprubetă, cu o încălzire suplimentară, vâscozitatea scade. din nou, iar la 444,6 °C sulful fierbe.
2. ^ sulf monoclinic - modificare sub formă de cristale în formă de ac galben închis, obţinute prin răcirea lentă a sulfului topit.
3. sulf plastic Se formează când sulful încălzit până la fierbere este turnat în apă rece. Se întinde ușor ca cauciucul (vezi fig. 19).
Sulful natural constă dintr-un amestec de patru izotopi stabili: 32 16 S, 33 16 S, 34 16 S, 36 16 S.
^ Proprietăți chimice
Atomul de sulf, având un nivel de energie extern incomplet, poate atașa doi electroni și prezintă un grad
Oxidare -2. Sulful prezintă acest grad de oxidare în compușii cu metale și hidrogen (Na 2 S, H 2 S). Când se dă sau trage electroni unui atom al unui element mai electronegativ, starea de oxidare a sulfului poate fi +2, +4, +6.
La rece, sulful este relativ inert, dar cu creșterea temperaturii, reactivitatea acestuia crește. 1. Cu metale, sulful prezintă proprietăți oxidante. În timpul acestor reacții se formează sulfuri (nu reacționează cu aurul, platina și iridiul): Fe + S = FeS
2. În condiții normale, sulful nu interacționează cu hidrogenul, iar la 150-200 ° C are loc o reacție reversibilă:
3. În reacțiile cu metale și hidrogen, sulful se comportă ca un agent oxidant tipic, iar în prezența agenților oxidanți puternici prezintă proprietăți reducătoare.
S + 3F 2 \u003d SF 6 (nu reacționează cu iodul)
4. Arderea sulfului în oxigen are loc la 280°C, iar în aer la 360°C. Aceasta formează un amestec de SO2 și SO3:
S + O 2 \u003d SO 2 2S + 3O 2 \u003d 2SO 3
5. Când este încălzit fără acces la aer, sulful se combină direct cu fosforul, carbonul, prezentând proprietăți oxidante:
2P + 3S \u003d P 2 S 3 2S + C \u003d CS 2
6. Când interacționează cu substanțe complexe, sulful se comportă în principal ca agent reducător:
7. Sulful este capabil de reacții de disproporționare. Deci, atunci când pulberea de sulf este fiartă cu alcalii, se formează sulfiți și sulfuri:
Aplicație
Sulful este utilizat pe scară largă în industrie și agricultură. Aproximativ jumătate din producția sa este folosită pentru a produce acid sulfuric. Sulful este folosit pentru vulcanizarea cauciucului, care transformă cauciucul în cauciuc.
Sub formă de culoare sulfuroasă (pulbere fină), sulful este folosit pentru combaterea bolilor viei și a bumbacului. Se foloseste la obtinerea de praf de pusca, chibrituri, compozitii luminoase. În medicină, unguentele cu sulf sunt preparate pentru tratamentul bolilor de piele.
4.2. Hidrogen sulfurat, sulfuri, hidrosulfuri
Hidrogenul sulfurat este analog cu apa. Formula sa electronică
Arată că doi electroni p ai nivelului exterior al atomului de sulf sunt implicați în formarea legăturilor H-S-H. Molecula de H 2 S are o formă unghiulară, deci este polară.
^ Fiind în natură
Hidrogenul sulfurat se găsește în mod natural în gazele vulcanice și în apele unor izvoare minerale, precum Pyatigorsk, Matsesta. Se formează în timpul descompunerii substanțelor organice care conțin sulf din diverse resturi animale și vegetale. Acest lucru explică mirosul neplăcut caracteristic al apelor uzate, al gropilor și al haldelor de gunoi.
chitanta
1. Hidrogenul sulfurat poate fi obținut prin combinarea directă a sulfului cu hidrogenul atunci când este încălzită:
2. Dar de obicei se obține prin acțiunea acidului clorhidric sau sulfuric diluat asupra sulfurei de fier (III):
2HCl+FeS=FeCl 2 +H 2 S 2H + +FeS=Fe 2+ +H 2 S Această reacție este adesea efectuată într-un aparat Kipp.
^ Proprietăți fizice
În condiții normale, hidrogenul sulfurat este un gaz incolor cu un miros puternic caracteristic de ouă putrezite. Foarte toxic, atunci când este inhalat, se leagă de hemoglobină, provocând paralizie, ceea ce nu este neobișnuit.
Ko duce la moarte. Mai puțin periculos în concentrații scăzute. Trebuie manipulat în hote sau în aparate închise ermetic. Conținutul admis de H 2 S în spațiile industriale este de 0,01 mg per 1 litru de aer.
Hidrogenul sulfurat este relativ bine solubil în apă (la 20°C, 2,5 volume de hidrogen sulfurat se dizolvă într-un volum de apă).
O soluție de hidrogen sulfurat în apă se numește apă cu hidrogen sulfurat sau acid hidrosulfurat (prezentă proprietățile unui acid slab).
^ Proprietăți chimice
1, Cu încălzire puternică, hidrogenul sulfurat se descompune aproape complet odată cu formarea de sulf și hidrogen.
2. Hidrogenul sulfurat gazos arde în aer cu o flacără albastră pentru a forma oxid de sulf (IV) și apă:
2H 2 S + 3O 2 \u003d 2SO 2 + 2H 2 O
Cu o lipsă de oxigen, se formează sulf și apă: 2H 2 S + O 2 \u003d 2S + 2H 2 O
3. Hidrogenul sulfurat este un agent reducător destul de puternic. Această proprietate chimică importantă a acesteia poate fi explicată după cum urmează. Într-o soluție de H2S, este relativ ușor să donați electroni moleculelor de oxigen din aer:
În același timp, oxigenul din aer oxidează hidrogenul sulfurat în sulf, ceea ce face apa cu hidrogen sulfurat tulbure:
2H 2 S + O 2 \u003d 2S + 2H 2 O
Acest lucru explică și faptul că hidrogenul sulfurat nu se acumulează în cantități foarte mari în natură în timpul descompunerii substanțelor organice - oxigenul atmosferic îl oxidează în sulf liber.
4, Hidrogenul sulfurat reacționează puternic cu soluțiile de halogen, de exemplu:
H 2 S+I 2 =2HI+S Se eliberează sulf și soluția de iod se decolorează.
5. Diferiți agenți oxidanți reacționează energic cu hidrogenul sulfurat: sub acțiunea acidului azotic se formează sulf liber.
6. O soluție de hidrogen sulfurat are o reacție acidă din cauza disociațiilor:
H 2 SH + +HS - HS - H + +S -2
De obicei domină prima etapă. Este un acid foarte slab: mai slab decât carbonicul, care de obicei înlocuiește H 2 S din sulfuri.
Sulfuri și hidrosulfuri
Acidul hidrosulfuric, ca dibazic, formează două serii de săruri:
Mediu - sulfuri (Na 2 S);
Acide - hidrosulfuri (NaHS).
Aceste săruri pot fi obţinute: - prin interacţiunea hidroxizilor cu hidrogenul sulfurat: 2NaOH + H 2 S = Na 2 S + 2H 2 O
Prin interacțiunea directă a sulfului cu metalele:
Reacția de schimb a sărurilor cu H2S sau între săruri:
Pb(NO 3) 2 + Na 2 S \u003d PbS + 2NaNO 3
CuSO 4 +H 2 S=CuS+H 2 SO 4 Cu 2+ +H 2 S=CuS+2H +
Aproape toate hidrosulfurile sunt foarte solubile în apă.
Sulfurile metalelor alcaline și alcalino-pământoase sunt, de asemenea, ușor solubile în apă, incolore.
Sulfurile de metale grele sunt practic insolubile sau ușor solubile în apă (FeS, MnS, ZnS); unele dintre ele nu se dizolvă în acizi diluați (CuS, PbS, HgS).
Ca săruri ale unui acid slab, sulfurile din soluții apoase sunt puternic hidrolizate. De exemplu, sulfurile de metale alcaline, atunci când sunt dizolvate în apă, au o reacție alcalină:
Na2S+HOHNaHS+NaOH
Toate sulfurile, ca și hidrogenul sulfurat în sine, sunt agenți reducători energetici:
3PbS -2 + 8HN +5 O 3 (razb.) \u003d 3PbS +6 O 4 + 4H 2 O + 8N +2 O
Unele sulfuri au o culoare caracteristică: CuS și PbS - negru, CdS - galben, ZnS - alb, MnS - roz, SnS - maro, Al 2 S 3 - portocaliu. Analiza calitativă a cationilor se bazează pe solubilitatea diferită a sulfurilor și pe culorile diferite ale multora dintre ele.
^ 4.3. Oxid de sulf(IV) și acid sulfuros
Oxid de sulf (IV) sau dioxid de sulf, în condiții normale, un gaz incolor cu un miros înțepător de sufocare. Când este răcit la -10°C, se lichefiază într-un lichid incolor.
chitanta
1. În condiții de laborator, oxidul de sulf (IV) se obține din sărurile acidului sulfuros prin acțiunea acizilor puternici asupra acestora:
Na 2 SO 3 + H 2 SO 4 \u003d Na 2 SO 4 + S0 2 + H 2 O 2NaHSO 3 + H 2 SO 4 \u003d Na 2 SO 4 + 2SO 2 + 2H 2 O 2HSO - 3 + 2H + \u003d 2SO 2 +2H 2 O
2. De asemenea, dioxidul de sulf se formează prin interacțiunea acidului sulfuric concentrat atunci când este încălzit cu metale slab active:
Cu + 2H 2 SO 4 \u003d CuSO 4 + SO 2 + 2H 2 O
Cu + 4Н + + 2SO 2- 4 \u003d Cu 2+ + SO 2- 4 + SO 2 + 2H 2 O
3. Oxidul de sulf (IV) se formează și atunci când sulful este ars în aer sau oxigen:
4. În condiții industriale, SO 2 se obține prin prăjirea piritei FeS 2 sau a minereurilor sulfuroase de metale neferoase (zinc amestec ZnS, plumb luciu PbS etc.):
4FeS 2 + 11O 2 \u003d 2Fe 2 O 3 + 8SO 2
Formula structurală a moleculei de SO2:
Patru electroni de sulf și patru electroni de la doi atomi de oxigen iau parte la formarea legăturilor în molecula de SO2. Repulsia reciprocă a perechilor de electroni de legătură și a perechii de electroni neîmpărțiți de sulf conferă moleculei o formă unghiulară.
Proprietăți chimice
1. Oxidul de sulf (IV) prezintă toate proprietățile oxizilor acizi:
Interacțiunea cu apa
Interacțiune cu alcalii,
Interacțiunea cu oxizii bazici.
2. Oxidul de sulf (IV) se caracterizează prin proprietăți reducătoare:
S +4 O 2 +O 0 2 2S +6 O -2 3 (în prezența unui catalizator, când este încălzit)
Dar în prezența agenților reducători puternici, SO2 se comportă ca un agent oxidant:
Dualitatea redox a oxidului de sulf (IV) se explică prin faptul că sulful are o stare de oxidare de +4 în el și, prin urmare, poate, dând 2 electroni, să fie oxidat la S +6 și, primind 4 electroni, să fie redus la S °. Manifestarea acestor proprietăți sau a altor proprietăți depinde de natura componentului de reacție.
Oxidul de sulf (IV) este foarte solubil în apă (40 de volume de SO 2 sunt dizolvate într-un volum la 20 ° C). În acest caz, acidul sulfuros există numai într-o soluție apoasă:
SO2 + H2OH2SO3
Reacția este reversibilă. Într-o soluție apoasă, oxidul de sulf (IV) și acidul sulfuros sunt în echilibru chimic, care poate fi deplasat. La legarea H2SO3 (neutralizarea acidului
Tu) reacția continuă spre formarea acidului sulfuros; la îndepărtarea S02 (suflare printr-o soluție de azot sau încălzire), reacția se desfășoară către materiile prime. Într-o soluție de acid sulfuros, există întotdeauna oxid de sulf (IV), care îi conferă un miros înțepător.
Acidul sulfuros are toate proprietățile acizilor. În soluție, se disociază în pași:
H 2 SO 3 H + + HSO - 3 HSO - 3 H + + SO 2- 3
Instabil termic, volatil. Acidul sulfuros, ca acid dibazic, formează două tipuri de săruri:
Mediu - sulfiți (Na2SO3);
Acide - hidrosulfiți (NaHSO 3).
Sulfiții se formează atunci când un acid este complet neutralizat cu un alcali:
H 2 SO 3 + 2NaOH \u003d Na 2 SO 3 + 2H 2 O
Hidrosulfiții se obțin cu lipsă de alcali:
H2SO3 + NaOH \u003d NaHSO3 + H2O
Acidul sulfuros și sărurile sale au proprietăți atât de oxidare, cât și de reducere, care sunt determinate de natura partenerului de reacție.
1. Deci, sub acțiunea oxigenului, sulfiții sunt oxidați la sulfați:
2Na 2 S +4 O 3 + O 0 2 \u003d 2Na 2 S +6 O -2 4
Oxidarea acidului sulfuros cu brom și permanganat de potasiu are loc și mai ușor:
5H 2 S +4 O 3 +2KMn +7 O 4 \u003d 2H 2 S +6 O 4 +2Mn +2 S +6 O 4 + K 2 S +6 O 4 + 3H 2 O
2. În prezența unor agenți reducători mai energici, sulfiții prezintă proprietăți oxidante:
Sărurile acidului sulfuros dizolvă aproape toți hidrosulfiții și sulfiții metalelor alcaline.
3. Întrucât H 2 SO 3 este un acid slab, acțiunea acizilor asupra sulfiților și hidrosulfiților eliberează SO 2. Această metodă este de obicei utilizată la obținerea SO2 in conditii de laborator:
NaHSO 3 + H 2 SO 4 \u003d Na 2 SO 4 + SO 2 + H 2 O
4. Sulfiții solubili în apă sunt ușor hidrolizați, drept urmare concentrația ionilor OH - - crește în soluție:
Na 2 SO 3 + NOHNaHSO 3 + NaOH
Aplicație
Oxidul de sulf (IV) și acidul sulfuros decolorează mulți coloranți, formând odată cu acești compuși incolori. Acesta din urmă se poate descompune din nou la încălzire sau la lumină, în urma căruia culoarea este restabilită. Prin urmare, acțiunea de albire a SO 2 și H 2 SO 3 diferă de acțiunea de albire a clorului. De obicei, oxidul de sulf (IV) albește lâna, mătasea și paiele.
Oxidul de sulf (IV) ucide multe microorganisme. Prin urmare, pentru a distruge ciupercile de mucegai, acestea fumigează pivnițele umede, pivnițele, butoaiele de vin etc. Se folosește și la transportul și depozitarea fructelor și fructelor de pădure. În cantități mari, oxidul de sulf IV) este utilizat pentru a produce acid sulfuric.
O aplicație importantă este soluția de hidrosulfit de calciu CaHSO 3 (lichior sulfit), care este utilizată pentru tratarea pastei de lemn și hârtie.
^ 4.4. Oxid de sulf(VI). Acid sulfuric
Oxidul de sulf (VI) (vezi tabelul. 20) este un lichid incolor care se solidifică la o temperatură de 16,8 ° C într-o masă cristalină solidă. Absoarbe umiditatea foarte puternic, formând acid sulfuric: SO 3 + H 2 O \u003d H 2 SO 4
Tabelul 20. Proprietăţile oxizilor de sulf
Dizolvarea oxizilor de sulf (VI) în apă este însoțită de eliberarea unei cantități semnificative de căldură.
Oxidul de sulf (VI) este foarte solubil în acid sulfuric concentrat. O soluție de SO3 în acid anhidru se numește oleum. Oleum-urile pot conține până la 70% SO3.
chitanta
1. Oxidul de sulf (VI) este produs prin oxidarea dioxidului de sulf cu oxigenul atmosferic în prezența catalizatorilor la o temperatură de 450 ° C (vezi. Obținerea acidului sulfuric):
2SO 2 +O 2 \u003d 2SO 3
2. O altă modalitate de a oxida SO 2 la SO 3 este utilizarea oxidului nitric (IV) ca agent oxidant:
Oxidul azotic rezultat (II) atunci când interacționează cu oxigenul atmosferic se transformă ușor și rapid în oxid nitric (IV): 2NO + O 2 \u003d 2NO 2
Care din nou poate fi folosit în oxidarea SO 2 . Prin urmare, NO 2 acționează ca un purtător de oxigen. Această metodă de oxidare a SO 2 la SO 3 se numește azot. Molecula de SO 3 are forma unui triunghi, în centrul căruia
Atomul de sulf este situat:
Această structură se datorează respingerii reciproce a perechilor de electroni de legare. Atomul de sulf a furnizat șase electroni externi pentru formarea lor.
Proprietăți chimice
1. SO 3 este un oxid acid tipic.
2. Oxidul de sulf (VI) are proprietățile unui agent oxidant puternic.
Aplicație
Oxidul de sulf (VI) este folosit pentru a produce acid sulfuric. Cea mai importantă este metoda de contact de obținere
Acid sulfuric. Prin această metodă, puteți obține H 2 SO 4 de orice concentrație, precum și oleum. Procesul constă din trei etape: obţinerea SO 2 ; oxidarea S02 la S03; obţinându-se H2SO4.
SO 2 se obține prin arderea piritei FeS 2 în cuptoare speciale: 4FeS 2 + 11O 2 \u003d 2Fe 2 O 3 + 8SO 2
Pentru a grăbi arderea, pirita este zdrobită în prealabil, iar pentru o ardere mai completă a sulfului se introduce mult mai mult aer (oxigen) decât este necesar prin reacție. Gazul care iese din cuptor este format din oxid de sulf (IV), oxigen, azot, compuși de arsenic (din impuritățile din pirite) și vapori de apă. Se numește gaz de prăjire.
Gazul de prăjire este curățat temeinic, deoarece chiar și un conținut mic de compuși de arsenic, precum și praf și umiditate, otrăvește catalizatorul. Gazul este purificat din compușii de arsenic și praf prin trecerea lui prin electrofiltre speciale și un turn de spălare; umiditatea este absorbită de acidul sulfuric concentrat în turnul de uscare. Gazul purificat care conține oxigen este încălzit într-un schimbător de căldură până la 450°C și intră în aparatul de contact. În interiorul aparatului de contact există rafturi cu zăbrele umplute cu un catalizator.
Anterior, platina metalică fin divizată a fost folosită ca catalizator. Ulterior, a fost înlocuit cu compuși de vanadiu - oxid de vanadiu (V) V 2 O 5 sau sulfat de vanadil VOSO 4, care sunt mai ieftini decât platina și otravă mai încet.
Reacția de oxidare a SO 2 la SO 3 este reversibilă:
2SO 2 + O 2 2SO 3
Creșterea conținutului de oxigen din gazul de prăjire crește randamentul de oxid de sulf (VI): la o temperatură de 450°C, de obicei atinge 95% sau mai mult.
Oxidul de sulf rezultat (VI) este apoi alimentat în contracurent în turnul de absorbție, unde este absorbit de acidul sulfuric concentrat. Pe măsură ce se saturează, se formează mai întâi acid sulfuric anhidru și apoi oleum. Ulterior, oleum-ul este diluat la 98% acid sulfuric și furnizat consumatorilor.
Formula structurală a acidului sulfuric:
^ Proprietăți fizice
Acidul sulfuric este un lichid uleios greu incolor care cristalizează la + 10,4 ° C, aproape de două ori ( \u003d 1,83 g / cm 3) este mai greu decât apa, inodor, nevolatil. Extrem de gigroscopic. Absoarbe umezeala cu eliberarea unei cantități mari de căldură, astfel încât nu puteți adăuga apă la acidul sulfuric concentrat - acidul se va stropi. De vremuri-
Adăugările de acid sulfuric trebuie adăugate în porții mici în apă.
Acidul sulfuric anhidru dizolvă până la 70% oxid de sulf (VI). Când este încălzit, se desparte SO3 până când se formează o soluție cu o fracție de masă de H2SO4 98,3%. H2SO4 anhidru aproape nu conduce electricitatea.
^ Proprietăți chimice
1. Se amestecă cu apa în orice proporție și formează hidrați de diferite compoziții:
H2SO4H2O, H2SO42H2O, H2SO43H2O, H2SO44H2O, H2SO4 6,5H2O
2. Acidul sulfuric concentrat carbonizează substanțele organice - zahăr, hârtie, lemn, fibre, preluând elemente de apă din acestea:
C 12 H 22 O 11 + H 2 SO 4 \u003d 12C + H 2 SO 4 11H 2 O
Cărbunele rezultat interacționează parțial cu acidul:
Uscarea gazelor se bazează pe absorbția apei de către acidul sulfuric.
Cum un acid nevolatil puternic H 2 SO 4 înlocuiește alți acizi din sărurile uscate:
NaNO 3 + H 2 SO 4 \u003d NaHSO 4 + HNO 3
Cu toate acestea, dacă adăugați H 2 SO 4 la soluții de sare, atunci deplasarea acizilor nu are loc.
H 2 SO 4 - acid dibazic puternic: H 2 SO 4 H + + HSO - 4 HSO - 4 H + + SO 2- 4
Are toate proprietățile acizilor tari nevolatili.
Acidul sulfuric diluat se caracterizează prin toate proprietățile acizilor neoxidanți. Și anume: interacționează cu metalele care se află în seria electrochimică de tensiuni ale metalelor până la hidrogen:
Interacțiunea cu metalele se datorează reducerii ionilor de hidrogen.
6. Acidul sulfuric concentrat este un agent oxidant puternic. Când este încălzit, oxidează majoritatea metalelor, inclusiv pe cele care stau în seria electrochimică de tensiuni după hidrogen.Nu reacționează doar cu platina și aurul. În funcție de activitatea metalului, S -2 , S° și S +4 pot fi utilizați ca produse de reducere.
La rece, acidul sulfuric concentrat nu interacționează cu metale atât de puternice precum aluminiul, fierul, cromul. Acest lucru se datorează pasivării metalelor. Această caracteristică este utilizată pe scară largă atunci când o transportați într-un recipient de fier.
Cu toate acestea, atunci când este încălzit:
Astfel, acidul sulfuric concentrat interacționează cu metalele prin reducerea atomilor agentului de formare a acidului.
O reacție calitativă la ionul sulfat SO 2-4 este formarea unui precipitat cristalin alb BaSO 4, insolubil în apă și acizi:
SO 2- 4 + Ba +2 BaSO 4
Aplicație
Acidul sulfuric este cel mai important produs al industriei chimice principale, angajat în producerea de non-
Acizi organici, alcaline, săruri, îngrășăminte minerale și clor.
În ceea ce privește varietatea de aplicații, acidul sulfuric ocupă primul loc între acizi. Cea mai mare cantitate este cheltuită pentru a obține îngrășăminte cu fosfor și azot. Fiind nevolatil, acidul sulfuric se foloseste la obtinerea altor acizi - clorhidric, fluorhidric, fosforic si acetic.
O mare parte din aceasta se duce la curățarea produselor petroliere - benzină, kerosen, uleiuri lubrifiante - de impuritățile dăunătoare. În inginerie mecanică, acidul sulfuric este utilizat pentru a curăța suprafața metalului de oxizi înainte de acoperire (nichelare, cromare etc.). Acidul sulfuric este utilizat în producția de explozivi, fibre artificiale, coloranți, materiale plastice și multe altele. Este folosit pentru a umple bateriile.
Sărurile acidului sulfuric sunt importante.
^ Sulfat de sodiu Na 2 SO 4 cristalizează din soluții apoase sub formă de Na 2 SO 4 10H 2 O hidrat, care se numește sare Glauber. Folosit în medicină ca laxativ. Sulfatul de sodiu anhidru este utilizat în producția de sifon și sticlă.
^ Sulfat de amoniu(NH 4) 2 SO 4 - îngrășământ cu azot.
sulfat de potasiu K 2 SO 4 - îngrășământ cu potasiu.
sulfat de calciu CaSO 4 se găsește în natură sub formă de ghips mineral CaSO 4 2H 2 O. Când este încălzit la 150 ° C, pierde o parte din apă și se transformă într-un hidrat din compoziția 2CaSO 4 H 2 O, numit gips ars, sau alabastru. Alabastrul, atunci când este amestecat cu apă într-o masă aluoasă, după un timp se întărește din nou, transformându-se în CaSO 4 2H 2 O. Gipsul este utilizat pe scară largă în construcții (tencuială).
^ Sulfat de magneziu MgSO 4 se găsește în apa de mare, provocând gustul amar. Hidratul cristalin, numit sare amară, este folosit ca laxativ.
vitriol- denumirea tehnică a sulfaților cristalini ai metalelor Fe, Cu, Zn, Ni, Co (sărurile deshidratate nu sunt vitriol). vitriol albastru CuSO 4 5H 2 O este o substanță toxică albastră. Plantele sunt pulverizate cu o soluție diluată și semințele sunt îmbrăcate înainte de însămânțare. piatră de cerneală FeSO 4 7H 2 O este o substanță de culoare verde deschis. Folosit pentru combaterea dăunătorilor plantelor, prepararea cernelurilor, vopselelor minerale etc. Vitriol de zinc ZnSO 4 7H 2 O este utilizat în producția de vopsele minerale, în imprimarea chintz și în medicină.
^ 4.5. Esteri ai acidului sulfuric. Tiosulfat de sodiu
Esterii acidului sulfuric includ dialchil sulfati (RO2)S02. Acestea sunt lichide cu punct de fierbere ridicat; cele inferioare sunt solubile în apă; în prezența alcalinelor, formează alcool și săruri ale acidului sulfuric. Sulfații de dialchil inferior sunt agenți de alchilare.
sulfat de dietil(C2H5)2S04. Punct de topire -26°C, punctul de fierbere 210°C, solubil în alcooli, insolubil în apă. Obținut prin interacțiunea acidului sulfuric cu etanolul. Este un agent de etilare în sinteza organică. Pătrunde prin piele.
sulfat de dimetil(CH3)2S04. Punct de topire -26,8°C, punctul de fierbere 188,5°C. Să ne dizolvăm în alcooli, este rău - în apă. Reacționează cu amoniacul în absența unui solvent (exploziv); sulfonează unii compuși aromatici, cum ar fi esterii fenolici. Obținut prin interacțiunea a 60% oleum cu metanol la 150° C. Este un agent de metilare în sinteza organică. Cancerigen, afectează ochii, pielea, organele respiratorii.
^ Tiosulfat de sodiu Na2S2O3
Sare de acid tiosulfuric, în care doi atomi de sulf au stări de oxidare diferite: +6 și -2. Substanță cristalină, foarte solubilă în apă. Este produs sub formă de hidrat cristalin de Na 2 S 2 O 3 5H 2 O, numit în mod obișnuit hiposulfit. Obținut prin interacțiunea sulfitului de sodiu cu sulful în timpul fierberii:
Na 2 SO 3 + S \u003d Na 2 S 2 O 3
La fel ca acidul tiosulfuric, este un agent reducător puternic.Se oxidează ușor de clor în acid sulfuric:
Na 2 S 2 O 3 + 4Cl 2 + 5H 2 O \u003d 2H 2 SO 4 + 2NaCl + 6HCl
Utilizarea tiosulfatului de sodiu pentru a absorbi clorul (în primele măști de gaz) s-a bazat pe această reacție.
Tiosulfatul de sodiu este oxidat oarecum diferit de agenții oxidanți slabi. În acest caz, se formează săruri ale acidului tetrationic, de exemplu:
2Na 2 S 2 O 3 + I 2 \u003d Na 2 S 4 O 6 + 2NaI
Tiosulfatul de sodiu este un produs secundar în producerea de NaHSO 3 , coloranți cu sulf, în purificarea gazelor industriale din sulf. Se folosește pentru îndepărtarea urmelor de clor după albirea țesăturilor, pentru extragerea argintului din minereuri; este un fixativ în fotografie, un reactiv în iodometrie, un antidot pentru otrăvirea cu arsenic, compuși de mercur și un agent antiinflamator.
Partea I
1. Hidrogen sulfurat.
1) Structura moleculei:
2) Proprietăți fizice: gaz incolor, cu un miros înțepător de ouă putrezite, mai greu decât aerul.
3) Proprietăți chimice (terminați ecuațiile de reacție și luați în considerare ecuațiile în lumina TED sau din punctul de vedere al redox).
4) Hidrogen sulfurat în natură: sub formă de compuși - sulfuri, sub formă liberă - în gaze vulcanice.
2. Oxid de sulf (IV) - SO2
1) Intrarea în industrie. Notați ecuațiile reacției și considerați-le în termeni de oxido-reducere.
2) Obținerea în laborator. Scrieți ecuația reacției și luați-o în considerare în lumina TED:
3) Proprietăți fizice: gaz cu un miros înțepător, sufocant.
4) Proprietăți chimice.
3. Oxid de sulf (VI) - SO3.
1) Obținerea prin sinteză din oxid de sulf (IV):
2) Proprietăți fizice: lichid, mai greu decât apa, amestecat cu acid sulfuric - oleum.
3) Proprietăți chimice. Prezintă proprietăți tipice ale oxizilor acizi:
Partea a II-a
1. Descrieți reacția pentru sinteza oxidului de sulf (VI) conform tuturor criteriilor de clasificare.
a) catalitic
b) reversibile
c) OVR
d) conexiuni
e) exotermic
e) ardere
2. Descrieți reacția interacțiunii oxidului de sulf (IV) cu apa conform tuturor criteriilor de clasificare.
a) reversibile
b) conexiuni
c) nu OVR
d) exotermic
e) necatalitic
3. Explicați de ce hidrogenul sulfurat prezintă proprietăți reducătoare puternice.
4. Explicați de ce oxidul de sulf (IV) poate prezenta atât proprietăți oxidante, cât și reducătoare:
Confirmați această teză cu ecuațiile reacțiilor corespunzătoare.
5. Sulful de origine vulcanică se formează ca urmare a interacțiunii dioxidului de sulf și hidrogenului sulfurat. Notați ecuațiile reacției și luați în considerare din punctul de vedere al oxido-reducerii.
6. Notați ecuațiile pentru reacțiile tranzițiilor, descifrând formulele necunoscute:
7. Scrie un cinquain pe tema „Dioxid de sulf”.
1) Dioxid de sulf
2) Sufocant și aspru
3) Oxid acid, OVR
4) Folosit pentru a produce SO3
5) Acid sulfuric H2SO4
8. Folosind surse suplimentare de informații, inclusiv internetul, pregătiți un raport privind toxicitatea hidrogenului sulfurat (atenție la mirosul său caracteristic!) Și primul ajutor în caz de otrăvire cu acest gaz. Notați planul de mesaje într-un caiet special.
sulfat de hidrogen
Un gaz incolor cu miros de ou stricat. Se găsește în aer prin miros, chiar și în concentrații mici. În natură, se găsește în apa izvoarelor minerale, a mărilor, a gazelor vulcanice. Se formează în timpul descompunerii proteinelor în absența oxigenului. Poate fi eliberat în aer într-o serie de industrii chimice și textile, în timpul extracției și procesării petrolului, din ape uzate.
Hidrogenul sulfurat este o otravă puternică care provoacă otrăvire acută și cronică. Are un efect local iritant și toxic general. La o concentrație de 1,2 mg / l, otrăvirea se dezvoltă cu viteza fulgerului, moartea are loc din cauza inhibării acute a proceselor de respirație tisulară. La terminarea expunerii, chiar și în forme severe de otrăvire, victima poate fi readusă la viață.
La o concentrație de 0,02-0,2 mg/l, se observă cefalee, amețeli, senzație de apăsare în piept, greață, vărsături, diaree, pierderea cunoștinței, convulsii, leziuni ale mucoasei ochilor, conjunctivită, fotofobie. Pericolul otrăvirii crește din cauza pierderii mirosului. Slăbiciune cardiacă și insuficiență respiratorie, coma cresc treptat.
Primul ajutor - îndepărtarea victimei din atmosfera poluată, inhalare de oxigen, respirație artificială; înseamnă că excită centrul respirator, încălzind corpul. De asemenea, sunt recomandate glucoza, vitaminele, preparatele din fier.
Prevenire - ventilare suficientă, etanșare a unor operațiuni de producție. Când coboară lucrătorii în puțuri și containere care conțin hidrogen sulfurat, aceștia trebuie să folosească măști de gaze și curele de salvare pe frânghii. Serviciul de salvare a gazelor este obligatoriu în mine, în locurile de extracție și la rafinăriile de petrol.
Oxid de sulf(IV) și acid sulfuros
Oxid de sulf (IV) sau dioxid de sulf, în condiții normale, un gaz incolor cu un miros înțepător de sufocare. Când este răcit la -10°C, se lichefiază într-un lichid incolor.
chitanta
1. În condiții de laborator, oxidul de sulf (IV) se obține din sărurile acidului sulfuros prin acțiunea acizilor puternici asupra acestora:
Na 2 SO 3 + H 2 SO 4 \u003d Na 2 SO 4 + S0 2 + H 2 O 2NaHSO 3 + H 2 SO 4 \u003d Na 2 SO 4 + 2SO 2 + 2H 2 O 2HSO - 3 + 2H + \u003d 2S02 + 2H2O
2. De asemenea, dioxidul de sulf se formează prin interacțiunea acidului sulfuric concentrat atunci când este încălzit cu metale slab active:
Cu + 2H 2 SO 4 \u003d CuSO 4 + SO 2 + 2H 2 O
Cu + 4Н + + 2SO 2- 4 \u003d Cu 2+ + SO 2- 4 + SO 2 + 2H 2 O
3. Oxidul de sulf (IV) se formează și atunci când sulful este ars în aer sau oxigen:
4. În condiții industriale, SO 2 se obține prin prăjirea piritei FeS 2 sau a minereurilor sulfuroase de metale neferoase (zinc amestec ZnS, plumb luciu PbS etc.):
4FeS 2 + 11O 2 \u003d 2Fe 2 O 3 + 8SO 2
Formula structurală a moleculei de SO2:
Patru electroni de sulf și patru electroni din doi atomi de oxigen iau parte la formarea legăturilor în molecula de SO2. Repulsia reciprocă a perechilor de electroni de legătură și a perechii de electroni neîmpărțite de sulf conferă moleculei o formă unghiulară.
Proprietăți chimice
1. Oxidul de sulf (IV) prezintă toate proprietățile oxizilor acizi:
Interacțiunea cu apa
Interacțiune cu alcalii,
Interacțiunea cu oxizii bazici.
2. Oxidul de sulf (IV) se caracterizează prin proprietăți reducătoare:
S +4 O 2 + O 0 2 "2S +6 O -2 3 (în prezența unui catalizator, când este încălzit)
Dar în prezența agenților reducători puternici, SO2 se comportă ca un agent oxidant:
Dualitatea redox a oxidului de sulf (IV) se explică prin faptul că sulful are o stare de oxidare de +4 în el și, prin urmare, poate, dând 2 electroni, să fie oxidat la S +6 și, primind 4 electroni, să fie redus la S °. Manifestarea acestor proprietăți sau a altor proprietăți depinde de natura componentului de reacție.
Oxidul de sulf (IV) este foarte solubil în apă (40 de volume de SO 2 sunt dizolvate într-un volum la 20 ° C). În acest caz, acidul sulfuros există numai într-o soluție apoasă:
SO2 + H20"H2SO3
Reacția este reversibilă. Într-o soluție apoasă, oxidul de sulf (IV) și acidul sulfuros se află în echilibru chimic, care poate fi deplasat. La legarea H2SO3 (neutralizarea acidului
u) reacția decurge spre formarea acidului sulfuros; la îndepărtarea S02 (suflare printr-o soluție de azot sau încălzire), reacția se desfășoară către materiile prime. Soluția de acid sulfuric conține întotdeauna oxid de sulf (IV), care îi conferă un miros înțepător.
Acidul sulfuros are toate proprietățile acizilor. Se disociază în soluție treptat:
H 2 SO 3 " H + + HSO - 3 HSO - 3 " H + + SO 2- 3
Instabil termic, volatil. Acidul sulfuros, ca acid dibazic, formează două tipuri de săruri:
Mediu - sulfiți (Na2SO3);
Acide - hidrosulfiți (NaHSO 3).
Sulfiții se formează atunci când un acid este complet neutralizat cu un alcali:
H 2 SO 3 + 2NaOH \u003d Na 2 SO 3 + 2H 2 O
Hidrosulfiții se obțin cu lipsă de alcali:
H2SO3 + NaOH \u003d NaHSO3 + H2O
Acidul sulfuros și sărurile sale au proprietăți atât de oxidare, cât și de reducere, care sunt determinate de natura partenerului de reacție.
1. Deci, sub acțiunea oxigenului, sulfiții sunt oxidați la sulfați:
2Na 2 S +4 O 3 + O 0 2 \u003d 2Na 2 S +6 O -2 4
Oxidarea acidului sulfuros cu brom și permanganat de potasiu are loc și mai ușor:
5H 2 S +4 O 3 +2KMn +7 O 4 \u003d 2H 2 S +6 O 4 +2Mn +2 S +6 O 4 + K 2 S +6 O 4 + 3H 2 O
2. În prezența unor agenți reducători mai energici, sulfiții prezintă proprietăți oxidante:
Sărurile acidului sulfuros dizolvă aproape toți hidrosulfiții și sulfiții metalelor alcaline.
3. Întrucât H 2 SO 3 este un acid slab, acțiunea acizilor asupra sulfiților și hidrosulfiților eliberează SO 2. Această metodă este de obicei utilizată la obținerea SO 2 în laborator:
NaHSO 3 + H 2 SO 4 \u003d Na 2 SO 4 + SO 2 + H 2 O
4. Sulfiții solubili în apă sunt ușor hidrolizați, drept urmare concentrația ionilor OH - - crește în soluție:
Na 2 SO 3 + NON "NaHSO 3 + NaOH
Aplicație
Oxidul de sulf (IV) și acidul sulfuros decolorează mulți coloranți, formând odată cu acești compuși incolori. Acesta din urmă se poate descompune din nou la încălzire sau la lumină, în urma căruia culoarea este restabilită. Prin urmare, efectul de albire al SO2 și H2SO3 este diferit de efectul de albire al clorului. De obicei, oxidul de sulf (IV) albește lâna, mătasea și paiele.
Oxidul de sulf (IV) ucide multe microorganisme. Prin urmare, pentru a distruge ciupercile de mucegai, acestea fumigează pivnițele umede, pivnițele, butoaiele de vin etc. Se folosește și la transportul și depozitarea fructelor și fructelor de pădure. În cantități mari, oxidul de sulf IV) este utilizat pentru a produce acid sulfuric.
O aplicație importantă este soluția de hidrosulfit de calciu CaHSO 3 (lichior sulfit), care este utilizată pentru tratarea pastei de lemn și hârtie.
