Oxid síry 4 je oxid. Podrobná analýza vyššieho oxidu

Sírovodík - H2S

Zlúčeniny síry -2, +4, +6. Kvalitatívne reakcie na sulfidy, siričitany, sírany.

Príjem interakcie:

1. vodík so sírou pri t - 300 0

2. pri pôsobení na sulfidy minerálnych kyselín:

Na2S + 2HCl \u003d 2 NaCl + H2S

Fyzikálne vlastnosti:

bezfarebný plyn, s pachom skazených vajec, jedovatý, ťažší ako vzduch, rozpúšťa sa vo vode, tvorí slabú sírovodíkovú kyselinu.

Chemické vlastnosti

Acidobázické vlastnosti

1. Roztok sírovodíka vo vode - kyselina hydrosulfidová - je slabá dvojsýtna kyselina, preto sa disociuje v krokoch:

H 2 S ↔ HS - + H +

HS - ↔ H - + S 2-

2. Kyselina sírová má všeobecné vlastnosti kyselín, reaguje s kovmi, zásaditými oxidmi, zásadami, soľami:

H2S + Ca \u003d CaS + H2

H2S + CaO \u003d CaS + H20

H2S + 2NaOH \u003d Na2S + 2H20

H 2 S + CuSO 4 \u003d CuS ↓ + H 2 SO 4

Všetky kyslé soli - hydrosulfidy - sú vysoko rozpustné vo vode. Normálne soli - sulfidy - sa vo vode rozpúšťajú rôznymi spôsobmi: sulfidy alkalických kovov a kovov alkalických zemín sú vysoko rozpustné, sulfidy iných kovov sú vo vode nerozpustné a sulfidy medi, olova, ortuti a niektorých ďalších ťažkých kovov sa nerozpúšťajú ani vo vode. kyseliny (okrem kyseliny dusičnej)

CuS + 4HNO 3 \u003d Cu (NO 3) 2 + 3S + 2NO + 2H20

Rozpustné sulfidy podliehajú hydrolýze - na anióne.

Na 2 S ↔ 2Na + + S 2-

S2- +HOH ↔HS - +OH -

Na 2 S + H 2 O ↔ NaHS + NaOH

Kvalitatívna reakcia na kyselinu hydrosulfidovú a jej rozpustné soli (t. j. na sulfidový ión S2-) je ich interakcia s rozpustnými soľami olova, pričom vzniká čierna zrazenina PbS.

Na2S + Pb (NO 3) 2 \u003d 2NaNO 3 + PbS ↓

Pb 2+ + S 2- = PbS↓

Zobrazuje iba obnovovacie vlastnosti, tk. atóm síry má najnižší oxidačný stav -2

1. s kyslíkom

a) chýba

2H2S-2 + O20 \u003d S0 + 2H20-2

b) s prebytkom kyslíka

2H2S + 3O2 \u003d 2SO2 + 2H20

2. s halogénmi (zmena farby brómovej vody)

H2S-2 + Br2 \u003d S0 + 2HBr-1

3. s konc. HNO3

H2S + 2HN03 (k) \u003d S + 2N02 + 2H20

b) so silnými oxidačnými činidlami (KMnO 4, K 2 CrO 4 v kyslom prostredí)

2KMnO4 + 3H2S04 + 5H2S \u003d 5S + 2MnS04 + K2S04 + 8H20

c) kyselina sulfidová sa oxiduje nielen silnými oxidačnými činidlami, ale aj slabšími, napríklad železitými soľami, kyselinou sírovou atď.

2FeCl3 + H2S = 2FeCl2 + S + 2HCl

H2SO3 + 2H2S \u003d 3S + 3H20

Potvrdenie

1. spaľovanie síry v kyslíku.

2. spaľovanie sírovodíka v nadbytku O 2

2H2S + 3O2 \u003d 2SO2 + 2H20

3. oxidácia sulfidu

2CuS + 3O 2 \u003d 2SO 2 + 2 CuO

4. interakcia siričitanov s kyselinami

Na2S03 + H2S04 \u003d Na2S04 + SO2 + H20

5. interakcia kovov v sérii aktivít po (H 2) s konc. H2SO4

Cu + 2H 2 SO 4 \u003d CuSO 4 + SO 2 + 2 H 2 O

Fyzikálne vlastnosti

Plyn, bezfarebný, s dusivým zápachom spálenej síry, jedovatý, viac ako 2x ťažší ako vzduch, dobre rozpustný vo vode (pri izbovej teplote sa v jednom objeme rozpustí asi 40 objemových dielov plynu).

Chemické vlastnosti:

Acidobázické vlastnosti

SO2 je typický kyslý oxid.

1.s alkáliami, tvoriacimi dva druhy solí: siričitany a hydrosulfity

2KOH + SO2 \u003d K2S03 + H20

KOH + SO2 \u003d KHS03 + H20

2.so zásaditými oxidmi

K20 + S02 \u003d K2S03

3. s vodou vzniká slabá kyselina sírová

H20 + S02 \u003d H2S03

Kyselina sírová existuje iba v roztoku, je slabou kyselinou,

má všetky spoločné vlastnosti kyselín.

4. kvalitatívna reakcia na siričitan - ión - SO 3 2 - pôsobenie minerálnych kys

Na 2 SO 3 + 2HCl \u003d 2Na 2 Cl + SO 2 + H 2 O zápach spálenej síry

redoxné vlastnosti

V OVR môže byť oxidačným činidlom aj redukčným činidlom, pretože atóm síry v SO 2 má stredný oxidačný stav +4.

Ako oxidačné činidlo:

S02 + 2H2S = 3S + 2H2S

Ako reštaurátor:

2SO 2 + O 2 \u003d 2SO 3

Cl2 + S02 + 2H20 \u003d H2S04 + 2HCl

2KMnO4 + 5SO2 + 2H20 \u003d K2S04 + 2H2S04 + 2MnS04

Oxid sírový (VI) SO 3 (anhydrid kyseliny sírovej)

Potvrdenie:

Oxidácia oxidu siričitého

2S02 + O2 = 2S03 ( t 0, kat)

Fyzikálne vlastnosti

Bezfarebná kvapalina, pri teplotách pod 17 0 С sa mení na bielu kryštalickú hmotu. Tepelne nestabilná zlúčenina, úplne sa rozkladá pri 700 0 C. Je vysoko rozpustná vo vode, v bezvodej kyseline sírovej a reaguje s ňou za vzniku olea

S03 + H2S04 \u003d H2S20 7

Chemické vlastnosti

Acidobázické vlastnosti

Typický kyslý oxid.

1.s alkáliami, ktoré tvoria dva typy solí: sírany a hydrosírany

2KOH + SO3 \u003d K2S04 + H20

KOH + SO3 \u003d KHS04 + H20

2.so zásaditými oxidmi

CaO + SO2 \u003d CaS04

3. s vodou

H20 + SO3 \u003d H2S04

redoxné vlastnosti

Oxid sírový (VI) - silné oxidačné činidlo, zvyčajne redukované na SO 2

3SO3 + H2S \u003d 4S02 + H20

Kyselina sírová H2SO4

Získanie kyseliny sírovej

V priemysle sa kyselina vyrába kontaktnou metódou:

1. pyritové vypaľovanie

4FeS2 + 11O2 \u003d 2Fe203 + 8SO2

2. oxidácia SO 2 na SO 3

2S02 + O2 = 2S03 ( t 0, kat)

3. rozpustenie SO 3 v kyseline sírovej

n SO3 + H2SO4 \u003d H2S04∙ n SO 3 (oleum)

H2SO4∙ n S03 + H20 \u003d H2S04

Fyzikálne vlastnosti

H 2 SO 4 je ťažká olejovitá kvapalina, bez zápachu a farby, hygroskopická. Miešateľný s vodou v akomkoľvek pomere, keď sa koncentrovaná kyselina sírová rozpustí vo vode, uvoľní sa veľké množstvo tepla, preto sa musí opatrne naliať do vody a nie naopak (najprv voda, potom kyselina, inak nastanú veľké problémy)

Roztok kyseliny sírovej vo vode s obsahom H 2 SO 4 menším ako 70 % sa zvyčajne nazýva zriedená kyselina sírová, viac ako 70 % je koncentrovaných.

Chemické vlastnosti

Acidobázická

Zriedená kyselina sírová vykazuje všetky charakteristické vlastnosti silných kyselín. Disociuje vo vodnom roztoku:

H 2 SO 4 ↔ 2H + + SO 4 2-

1. so zásaditými oxidmi

MgO + H2S04 \u003d MgS04 + H20

2. so základňami

2NaOH + H2S04 \u003d Na2S04 + 2H20

3. so soľami

BaCl 2 + H 2 SO 4 \u003d BaSO 4 ↓ + 2 HCl

Ba2+ + SO 4 2- = BaSO 4 ↓ (biela zrazenina)

Kvalitatívna reakcia na síranový ión SO 4 2-

V dôsledku vyššieho bodu varu v porovnaní s inými kyselinami ich kyselina sírová pri zahrievaní vytláča zo solí:

NaCl + H2S04 \u003d HCl + NaHS04

redoxné vlastnosti

V zriedenej H 2 SO 4 sú oxidačnými činidlami ióny H + a v koncentrovanej H 2 SO 4 - síranové ióny SO 4 2

V zriedenej kyseline sírovej sa rozpúšťajú kovy, ktoré sú v poradí aktivity až po vodík, pričom vznikajú sírany a uvoľňuje sa vodík

Zn + H2S04 \u003d ZnS04 + H2

Koncentrovaná kyselina sírová je silné oxidačné činidlo, najmä pri zahrievaní. Oxiduje mnohé kovy, nekovy, anorganické a organické látky.

H 2 SO 4 (to) oxidačné činidlo S +6

Pri aktívnejších kovoch môže byť kyselina sírová v závislosti od koncentrácie redukovaná na rôzne produkty.

Zn + 2H2S04 \u003d ZnS04 + S02 + 2H20

3Zn + 4H2S04 = 3ZnSO4 + S + 4H20

4Zn + 5H2S04 = 4ZnSO4 + H2S + 4H20

Koncentrovaná kyselina sírová oxiduje niektoré nekovy (síra, uhlík, fosfor atď.), čím sa redukuje na oxid sírový (IV)

S + 2H2S04 \u003d 3SO2 + 2H20

C + 2H2S04 \u003d 2S02 + CO2 + 2H20

Interakcia s niektorými komplexnými látkami

H2SO4 + 8HI \u003d 4I 2 + H2S + 4 H20

H2S04 + 2HBr \u003d Br2 + S02 + 2H20

Soli kyseliny sírovej

2 druhy solí: sírany a hydrosírany

Soli kyseliny sírovej majú všetky spoločné vlastnosti solí. Ich vzťah k vykurovaniu je zvláštny. Sírany aktívnych kovov (Na, K, Ba) sa nerozkladajú ani pri zahriatí nad 1000 0 C, soli menej aktívnych kovov (Al, Fe, Cu) sa rozkladajú už pri miernom zahriatí

V redoxných procesoch môže byť oxid siričitý oxidačným aj redukčným činidlom, pretože atóm v tejto zlúčenine má stredný oxidačný stav +4.

Ako reaguje oxidačné činidlo SO 2 so silnejšími redukčnými činidlami, napr.

SO 2 + 2 H 2 S \u003d 3 S ↓ + 2 H 2 O

Ako reaguje redukčné činidlo SO 2 so silnejšími oxidačnými činidlami, napríklad v prítomnosti katalyzátora, s atď.:

2SO 2 + O 2 \u003d 2SO 3

S02 + Cl2 + 2H20 \u003d H2S03 + 2HCl

Potvrdenie

1) Oxid siričitý vzniká pri spaľovaní síry:

2) V priemysle sa získava vypaľovaním pyritu:

3) V laboratóriu možno získať oxid siričitý:

Cu + 2H 2 SO 4 \u003d CuSO 4 + SO 2 + 2 H 2 O

Aplikácia

Oxid siričitý sa široko používa v textilnom priemysle na bielenie rôznych výrobkov. Okrem toho sa používa v poľnohospodárstve na ničenie škodlivých mikroorganizmov v skleníkoch a pivniciach. Vo veľkých množstvách sa SO 2 používa na výrobu kyseliny sírovej.

oxid sírový (VI) – SO 3 (anhydrid kyseliny sírovej)

Anhydrid kyseliny sírovej SO 3 je bezfarebná kvapalina, ktorá sa pri teplotách pod 17 °C mení na bielu kryštalickú hmotu. Veľmi dobre absorbuje vlhkosť (hygroskopická).

Chemické vlastnosti

Acidobázické vlastnosti

Ako interaguje typický kyslý oxid sírový anhydrid:

SO3 + CaO = CaS04

c) s vodou:

S03 + H20 \u003d H2S04

Zvláštnou vlastnosťou SO 3 je jeho schopnosť dobre sa rozpúšťať v kyseline sírovej. Roztok SO 3 v kyseline sírovej sa nazýva oleum.

Tvorba olea: H2SO4+ n SO3 \u003d H2SO4∙ n TAK 3

redoxné vlastnosti

Oxid sírový (VI) sa vyznačuje silnými oxidačnými vlastnosťami (zvyčajne redukovaný na SO 2):

3SO3 + H2S \u003d 4S02 + H20

Získavanie a používanie

Anhydrid kyseliny sírovej vzniká pri oxidácii oxidu siričitého:

2SO 2 + O 2 \u003d 2SO 3

Vo svojej čistej forme nemá anhydrid kyseliny sírovej žiadnu praktickú hodnotu. Získava sa ako medziprodukt pri výrobe kyseliny sírovej.

H2SO4

Zmienka o kyseline sírovej sa prvýkrát objavila medzi arabskými a európskymi alchymistami. Získal sa kalcináciou síranu železnatého (FeSO 4 ∙ 7H 2 O) na vzduchu: 2FeSO 4 \u003d Fe 2 O 3 + SO 3 + SO 2 alebo zmesi s: 6KNO 3 + 5S \u003d 3K 2 SO 4 + 2SO 3 + 3N 2 a emitované pary anhydridu kyseliny sírovej kondenzovali. Absorbovali vlhkosť a zmenili sa na oleum. V závislosti od spôsobu prípravy sa H 2 SO 4 nazývala vitriolový olej alebo sírový olej. V roku 1595 alchymista Andreas Libavius stanovil identitu oboch látok.

Po dlhú dobu sa vitriolový olej veľmi nepoužíval. Záujem o ňu výrazne vzrástol po 18. storočí. Bol objavený indigový karmín, stabilné modré farbivo. Prvá továreň na výrobu kyseliny sírovej bola založená neďaleko Londýna v roku 1736. Proces prebiehal v olovených komorách, na dno ktorých sa nalievala voda. V hornej časti komory sa spaľovala roztavená zmes ledku so sírou, následne sa tam vpúšťal vzduch. Postup sa opakoval, kým sa na dne nádoby nevytvorila kyselina požadovanej koncentrácie.

V 19. storočí metóda sa zlepšila: namiesto ledku sa použila kyselina dusičná (rozloží sa v komore). Na vrátenie nitróznych plynov do systému boli navrhnuté špeciálne veže, ktoré dali celému procesu názov – vežový proces. Továrne fungujúce podľa vežovej metódy existujú dodnes.

Kyselina sírová je ťažká olejovitá kvapalina, bez farby a zápachu, hygroskopická; dobre sa rozpúšťa vo vode. Pri rozpustení koncentrovanej kyseliny sírovej vo vode sa uvoľňuje veľké množstvo tepla, preto ju treba opatrne naliať do vody (a nie naopak!) A roztok premiešať.

Roztok kyseliny sírovej vo vode s obsahom H2SO4 nižším ako 70 % sa zvyčajne nazýva zriedená kyselina sírová a roztok s viac ako 70 % sa nazýva koncentrovaná kyselina sírová.

Chemické vlastnosti

Acidobázické vlastnosti

Zriedená kyselina sírová vykazuje všetky charakteristické vlastnosti silných kyselín. Ona reaguje:

H2S04 + NaOH \u003d Na2S04 + 2H20

H 2 SO 4 + BaCl 2 \u003d BaSO 4 ↓ + 2 HCl

Proces interakcie iónov Ba 2+ so síranovými iónmi SO 4 2+ vedie k tvorbe bielej nerozpustnej zrazeniny BaSO 4. Toto je kvalitatívna reakcia na síranový ión.

Redoxné vlastnosti

V zriedenej H 2 SO 4 sú ióny H + oxidačné činidlá a v koncentrovanej H 2 SO 4 síranové ióny sú SO 4 2+. Ióny SO 4 2+ sú silnejšie oxidačné činidlá ako ióny H + (pozri diagram).

AT zriedená kyselina sírová rozpúšťajú kovy, ktoré sú v elektrochemickom rade napätí na vodík. V tomto prípade sa tvoria a uvoľňujú sírany kovov:

Zn + H2S04 \u003d ZnS04 + H2

Kovy, ktoré sú v elektrochemickej sérii napätí po vodíku, nereagujú so zriedenou kyselinou sírovou:

Cu + H2S04 ≠

koncentrovaná kyselina sírová je silné oxidačné činidlo, najmä pri zahrievaní. Oxiduje mnohé a niektoré organické látky.

Pri interakcii koncentrovanej kyseliny sírovej s kovmi, ktoré sú v elektrochemickej sérii napätí po vodíku (Cu, Ag, Hg), vznikajú sírany kovov, ako aj produkt redukcie kyseliny sírovej - SO 2 .

Reakcia kyseliny sírovej so zinkom

Pri aktívnejších kovoch (Zn, Al, Mg) možno koncentrovanú kyselinu sírovú zredukovať na voľnú. Napríklad, keď kyselina sírová interaguje s v závislosti od koncentrácie kyseliny, môžu sa súčasne vytvárať rôzne produkty redukcie kyseliny sírovej - SO 2, S, H 2 S:

Zn + 2H2S04 \u003d ZnS04 + S02 + 2H20

3Zn + 4H2S04 = 3ZnSO4 + S↓ + 4H20

4Zn + 5H2S04 = 4ZnSO4 + H2S + 4H20

Koncentrovaná kyselina sírová v chlade pasivuje napríklad niektoré kovy, a preto sa prepravuje v železných cisternách:

Fe + H2S04 ≠

Koncentrovaná kyselina sírová oxiduje niektoré nekovy ( atď.), pričom sa regeneruje na oxid sírový (IV) SO 2:

S + 2H2S04 \u003d 3SO2 + 2H20

C + 2H2S04 \u003d 2S02 + CO2 + 2H20

Získavanie a používanie

V priemysle sa kyselina sírová získava kontaktom. Proces akvizície prebieha v troch fázach:

Získanie SO 2 pražením pyritu:

4FeS2 + 11O2 = 2Fe203 + 8SO2

Oxidácia SO 2 na SO 3 v prítomnosti katalyzátora - oxidu vanadičného (V):

2SO 2 + O 2 \u003d 2SO 3

Rozpustenie SO 3 v kyseline sírovej:

H2SO4+ n SO3 \u003d H2SO4∙ n TAK 3

Výsledné oleum sa prepravuje v železných nádržiach. Kyselina sírová v požadovanej koncentrácii sa získava z olea naliatím do vody. Dá sa to vyjadriť v diagrame:

H2SO4∙ n S03 + H20 \u003d H2S04

Kyselina sírová nachádza rôzne aplikácie v rôznych oblastiach národného hospodárstva. Používa sa na sušenie plynov, pri výrobe iných kyselín, na výrobu hnojív, rôznych farbív a liečiv.

Soli kyseliny sírovej

Väčšina síranov je vysoko rozpustná vo vode (málo rozpustný CaSO 4, ešte menej PbSO 4 a prakticky nerozpustný BaSO 4). Niektoré sírany obsahujúce kryštalizačnú vodu sa nazývajú vitriol:

CuSO 4 ∙ 5H 2 O síran meďnatý

FeSO 4 ∙ 7H 2 O síran železnatý

Soli kyseliny sírovej majú všetko. Ich vzťah k vykurovaniu je zvláštny.

Sírany aktívnych kovov ( , ) sa nerozkladajú ani pri 1000 ° C, zatiaľ čo iné (Cu, Al, Fe) - sa pri miernom zahriatí rozkladajú na oxid kovu a SO 3:

CuSO4 \u003d CuO + SO3

Stiahnuť ▼:

Stiahnite si zadarmo abstrakt na tému: "Výroba kyseliny sírovej kontaktnou metódou"

Môžete si stiahnuť eseje na iné témy

*na obrázku záznamu je fotografia síranu meďnatého

4.doc

Síra. Sírovodík, sulfidy, hydrosulfidy. Oxidy síry (IV) a (VI). Kyseliny sírové a sírové a ich soli. Estery kyseliny sírovej. Tiosíran sodný

4.1. Síra

Síra je jedným z mála chemických prvkov, ktoré ľudia používajú už niekoľko tisícročí. V prírode je široko rozšírený a vyskytuje sa ako vo voľnom stave (natívna síra), tak aj v zlúčeninách. Minerály obsahujúce síru možno rozdeliť do dvoch skupín - sulfidy (pyrity, lesky, zmesi) a sírany. Pôvodná síra sa vo veľkom množstve vyskytuje v Taliansku (ostrov Sicília) a USA. V SNŠ sú ložiská pôvodnej síry v regióne Volga, v štátoch Strednej Ázie, na Kryme a v iných regiónoch.

Medzi minerály prvej skupiny patrí olovnatý lesk PbS, medený lesk Cu 2 S, strieborný lesk - Ag 2 S, zinková zmes - ZnS, kadmiová zmes - CdS, pyrit alebo pyrit železa - FeS 2, chalkopyrit - CuFeS 2, rumelka - HgS .

Medzi minerály druhej skupiny patrí sadra CaSO 4 2H 2 O, mirabilit (Glauberova soľ) - Na 2 SO 4 10H 2 O, ki-serit - MgSO 4 H 2 O.

Síra sa nachádza v organizmoch zvierat a rastlín, pretože je súčasťou molekúl bielkovín. Organické zlúčeniny síry sa nachádzajú v rope.

Potvrdenie

1. Pri získavaní síry z prírodných zlúčenín, napríklad z pyritu sírového, sa táto zahrieva na vysoké teploty. Pyrit sírový sa rozkladá za vzniku sulfidu železnatého a síry:

2. Síra sa dá získať oxidáciou sírovodíka s nedostatkom kyslíka podľa reakcie:

2H2S + 02 \u003d 2S + 2H20

3. V súčasnosti je bežné získavať síru redukciou uhlíka oxidu siričitého SO 2 - vedľajší produkt pri tavení kovov zo sírnych rúd:

SO 2 + C \u003d CO 2 + S

4. Odplyny z hutníckych a koksovacích pecí obsahujú zmes oxidu siričitého a sírovodíka. Táto zmes prechádza pri vysokej teplote cez katalyzátor:

H2S + S02 \u003d 2H20 + 3S

^ Fyzikálne vlastnosti

Síra je tvrdá krehká citrónovožltá látka. Je prakticky nerozpustný vo vode, ale vysoko rozpustný v sírouhlíku CS 2 anilíne a niektorých ďalších rozpúšťadlách.

Slabý vodič tepla a elektriny. Síra tvorí niekoľko alotropných modifikácií:

1 . ^ Kosoštvorcová síra (najstabilnejšie), kryštály majú formu oktaedrónov.

Keď sa síra zahrieva, mení sa jej farba a viskozita: najprv sa vytvorí svetložltá a potom, keď teplota stúpa, tmavne a stáva sa takou viskóznou, že nevyteká zo skúmavky, ďalším zahrievaním viskozita klesá znova a pri 444,6 °C vrie síra.

2. ^ Monoklinická síra - modifikácia vo forme tmavožltých ihličkovitých kryštálov, získaná pomalým ochladzovaním roztavenej síry.

3. Plastová síra Vzniká, keď sa síra zohriata do varu naleje do studenej vody. Ľahko sa naťahuje ako guma (pozri obr. 19).

Prírodná síra pozostáva zo zmesi štyroch stabilných izotopov: 32 16 S, 33 16 S, 34 16 S, 36 16 S.

^ Chemické vlastnosti

Atóm síry, ktorý má neúplnú úroveň vonkajšej energie, môže pripojiť dva elektróny a ukázať stupeň

Oxidácia -2. Síra vykazuje tento stupeň oxidácie v zlúčeninách s kovmi a vodíkom (Na 2 S, H 2 S). Pri odovzdávaní alebo ťahaní elektrónov atómu elektronegatívnejšieho prvku môže byť oxidačný stav síry +2, +4, +6.

V chlade je síra relatívne inertná, no so zvyšujúcou sa teplotou sa zvyšuje jej reaktivita. 1. S kovmi má síra oxidačné vlastnosti. Pri týchto reakciách vznikajú sulfidy (nereagujú so zlatom, platinou a irídiom): Fe + S = FeS

2. Za normálnych podmienok síra neinteraguje s vodíkom a pri 150-200 ° C dochádza k reverzibilnej reakcii:

3. Pri reakciách s kovmi a vodíkom sa síra správa ako typické oxidačné činidlo a v prítomnosti silných oxidačných činidiel vykazuje redukčné vlastnosti.

S + 3F 2 \u003d SF 6 (nereaguje s jódom)

4. Spaľovanie síry v kyslíku prebieha pri 280°C a vo vzduchu pri 360°C. Toto tvorí zmes SO2 a SO3:

S + O 2 \u003d SO 2 2S + 3O 2 \u003d 2SO 3

5. Pri zahrievaní bez prístupu vzduchu sa síra priamo spája s fosforom, uhlíkom, pričom vykazuje oxidačné vlastnosti:

2P + 3S \u003d P 2 S 3 2S + C \u003d CS 2

6. Pri interakcii s komplexnými látkami sa síra správa hlavne ako redukčné činidlo:

7. Síra je schopná disproporčných reakcií. Takže keď sa prášok síry varí s alkáliami, vytvoria sa siričitany a sulfidy:

Aplikácia

Síra je široko používaná v priemysle a poľnohospodárstve. Asi polovica jeho produkcie sa spotrebuje na výrobu kyseliny sírovej. Na vulkanizáciu gumy sa používa síra, ktorá mení gumu na gumu.

Vo forme sírovej farby (jemný prášok) sa síra používa na boj proti chorobám viniča a bavlny. Používa sa na získanie pušného prachu, zápaliek, svetelných kompozícií. V medicíne sa sírové masti pripravujú na liečbu kožných ochorení.

4.2. Sírovodík, sulfidy, hydrosulfidy

Sírovodík je analogický s vodou. Jeho elektronický vzorec

Ukazuje, že dva p-elektróny vonkajšej úrovne atómu síry sa podieľajú na tvorbe väzieb H-S-H. Molekula H 2 S má hranatý tvar, je teda polárna.

^ Byť v prírode

Sírovodík sa prirodzene vyskytuje v sopečných plynoch a vo vodách niektorých minerálnych prameňov, ako je Pyatigorsk, Matsesta. Vzniká pri rozklade organických látok s obsahom síry rôznych živočíšnych a rastlinných zvyškov. To vysvetľuje charakteristický nepríjemný zápach splaškov, žúmp a skládok odpadu.

Potvrdenie

1. Sírovodík možno získať priamou kombináciou síry s vodíkom pri zahrievaní:

2. Zvyčajne sa však získava pôsobením zriedenej kyseliny chlorovodíkovej alebo sírovej na sulfid železitý:

2HCl+FeS=FeCl2 +H2S 2H + +FeS=Fe2+ +H2S Táto reakcia sa často uskutočňuje v Kippovom prístroji.

^ Fyzikálne vlastnosti

Za normálnych podmienok je sírovodík bezfarebný plyn so silným charakteristickým zápachom po skazených vajciach. Veľmi jedovatý, pri vdýchnutí sa viaže na hemoglobín a spôsobuje paralýzu, ktorá nie je nezvyčajná.

Ko vedie k smrti. Menej nebezpečné v nízkych koncentráciách. Musí sa s ním manipulovať v digestoroch alebo hermeticky uzavretých spotrebičoch. Prípustný obsah H 2 S v priemyselných priestoroch je 0,01 mg na 1 liter vzduchu.

Sírovodík je relatívne dobre rozpustný vo vode (pri 20°C sa v 1 objeme vody rozpustí 2,5 objemu sírovodíka).

Roztok sírovodíka vo vode sa nazýva sírovodíková voda alebo kyselina sírovodíková (vykazuje vlastnosti slabej kyseliny).

^ Chemické vlastnosti

1, Pri silnom zahrievaní sa sírovodík takmer úplne rozkladá za vzniku síry a vodíka.

2. Plynný sírovodík horí na vzduchu modrým plameňom za vzniku oxidu sírového (IV) a vody:

2H2S + 3O2 \u003d 2SO2 + 2H20

Pri nedostatku kyslíka sa tvorí síra a voda: 2H2S + O2 \u003d 2S + 2H2O

3. Sírovodík je pomerne silné redukčné činidlo. Táto jeho dôležitá chemická vlastnosť sa dá vysvetliť nasledovne. V roztoku H2S je relatívne ľahké darovať elektróny molekulám vzdušného kyslíka:

Vzduchový kyslík zároveň oxiduje sírovodík na síru, čím sa sírovodíková voda zakalí:

2H2S + O2 \u003d 2S + 2H20

To vysvetľuje aj fakt, že sírovodík sa v prírode pri rozpade organických látok nehromadí vo veľmi veľkom množstve – vzdušný kyslík ho oxiduje na voľnú síru.

4, Sírovodík prudko reaguje s halogénovými roztokmi, napríklad:

H 2 S+I 2 =2HI+S Uvoľňuje sa síra a roztok jódu sa zafarbí.

5. Rôzne oxidačné činidlá prudko reagujú so sírovodíkom: pôsobením kyseliny dusičnej vzniká voľná síra.

6. Roztok sírovodíka má kyslú reakciu v dôsledku disociácií:

H 2 SH + +HS - HS - H + +S -2

Zvyčajne dominuje prvá fáza. Je to veľmi slabá kyselina: slabšia ako uhličitá, ktorá zvyčajne vytláča H 2 S zo sulfidov.

Sulfidy a hydrosulfidy

Kyselina sírová ako dvojsýtna tvorí dve série solí:

Stredné - sulfidy (Na 2 S);

Kyslé - hydrosulfidy (NaHS).

Tieto soli je možné získať: - interakciou hydroxidov so sírovodíkom: 2NaOH + H 2 S = Na 2 S + 2H 2 O

Priamou interakciou síry s kovmi:

Výmenná reakcia solí s H2S alebo medzi soľami:

Pb(NO 3) 2 + Na2S \u003d PbS + 2NaNO 3

CuSO 4 +H 2 S=CuS+H 2SO 4 Cu 2+ +H 2 S=CuS+2H +

Takmer všetky hydrosulfidy sú vysoko rozpustné vo vode.

Sulfidy alkalických kovov a kovov alkalických zemín sú tiež ľahko rozpustné vo vode, bezfarebné.

Sulfidy ťažkých kovov sú prakticky nerozpustné alebo málo rozpustné vo vode (FeS, MnS, ZnS); niektoré z nich sa nerozpúšťajú v zriedených kyselinách (CuS, PbS, HgS).

Ako soli slabej kyseliny sú sulfidy vo vodných roztokoch vysoko hydrolyzované. Napríklad sulfidy alkalických kovov, keď sa rozpustia vo vode, majú alkalickú reakciu:

Na2S+HOHNaHS+NaOH

Všetky sulfidy, ako samotný sírovodík, sú energetické redukčné činidlá:

3PbS-2 + 8HN +5 O3 (razb.) \u003d 3PbS +604 + 4H20 + 8N +2 O

Niektoré sulfidy majú charakteristickú farbu: CuS a PbS - čierna, CdS - žltá, ZnS - biela, MnS - ružová, SnS - hnedá, Al 2 S 3 - oranžová. Kvalitatívna analýza katiónov je založená na rozdielnej rozpustnosti sulfidov a rôznych farbách mnohých z nich.

^ 4.3. Oxid sírový (IV) a kyselina siričitá

Oxid sírový (IV), alebo oxid siričitý, za normálnych podmienok, bezfarebný plyn s prenikavým dusivým zápachom. Po ochladení na -10°C sa skvapalní na bezfarebnú kvapalinu.

Potvrdenie

1. V laboratórnych podmienkach sa oxid sírový (IV) získava zo solí kyseliny sírovej pôsobením silných kyselín na ne:

Na 2 SO 3 + H 2 SO 4 \u003d Na 2 SO 4 + S0 2  + H 2 O 2NaHS0 3 + H 2 SO 4 \u003d Na 2 SO 4 + 2SO 2  + 2H 2 O 2HSO - 3 + 2H + \u003d 2SO2+2H20

2. Tiež oxid siričitý vzniká interakciou koncentrovanej kyseliny sírovej pri zahrievaní s nízkoaktívnymi kovmi:

Cu + 2H 2 SO 4 \u003d CuSO 4 + SO 2  + 2 H 2 O

Cu + 4H + + 2SO 2- 4 \u003d Cu 2+ + SO 2- 4 + SO 2  + 2H 2 O

3. Oxid síry (IV) vzniká aj pri spaľovaní síry na vzduchu alebo kyslíku:

4. V priemyselných podmienkach sa SO 2 získava pražením pyritu FeS 2 alebo sírnatých rúd neželezných kovov (zinková zmes ZnS, olovnatý lesk PbS a pod.):

4FeS2 + 11O2 \u003d 2Fe203 + 8SO2

Štruktúrny vzorec molekuly SO2:

Na tvorbe väzieb v molekule SO 2 sa podieľajú štyri elektróny síry a štyri elektróny z dvoch atómov kyslíka. Vzájomné odpudzovanie väzbových elektrónových párov a nezdieľaného elektrónového páru síry dáva molekule hranatý tvar.

Chemické vlastnosti

1. Oxid sírový (IV) vykazuje všetky vlastnosti kyslých oxidov:

Interakcia s vodou

Interakcia s alkáliami,

Interakcia so zásaditými oxidmi.

2. Oxid sírový (IV) sa vyznačuje redukčnými vlastnosťami:

S +4 O 2 +O 0 2 2S +6 O -2 3 (v prítomnosti katalyzátora pri zahrievaní)

Ale v prítomnosti silných redukčných činidiel sa SO 2 správa ako oxidačné činidlo:

Redoxná dualita oxidu sírového (IV) je vysvetlená skutočnosťou, že síra má v sebe oxidačný stav +4, a preto sa môže pri poskytnutí 2 elektrónov oxidovať na S +6 a pri prijatí 4 elektrónov sa môže redukovať na S °. Prejav týchto alebo iných vlastností závisí od povahy reagujúcej zložky.

Oxid sírový (IV) je vysoko rozpustný vo vode (40 objemov SO 2 sa rozpustí v 1 objeme pri 20 °C). V tomto prípade kyselina sírová existuje iba vo vodnom roztoku:

S02 + H20H2S03

Reakcia je reverzibilná. Vo vodnom roztoku sú oxid sírový (IV) a kyselina sírová v chemickej rovnováhe, ktorá sa môže posunúť. Pri väzbe H2S03 (neutralizácia kys

Vy) reakcia postupuje smerom k tvorbe kyseliny sírovej; pri odstraňovaní S02 (fúkanie cez roztok dusíka alebo zahrievanie) reakcia postupuje smerom k východiskovým látkam. V roztoku kyseliny sírovej je vždy oxid sírový (IV), ktorý mu dodáva štipľavý zápach.

Kyselina sírová má všetky vlastnosti kyselín. V riešení sa disociuje v krokoch:

H 2 SO 3 H + + HSO - 3 HSO - 3 H + + SO 2- 3

Tepelne nestabilný, prchavý. Kyselina sírová ako dvojsýtna kyselina tvorí dva typy solí:

Stredné - siričitany (Na 2 SO 3);

Kyslé - hydrosulfity (NaHSO 3).

Sulfity sa tvoria, keď je kyselina úplne neutralizovaná zásadou:

H2S03 + 2NaOH \u003d Na2S03 + 2H20

Hydrosulfity sa získavajú s nedostatkom alkálií:

H2S03 + NaOH \u003d NaHS03 + H20

Kyselina sírová a jej soli majú oxidačné aj redukčné vlastnosti, čo je dané povahou reakčného partnera.

1. Takže pôsobením kyslíka sa siričitany oxidujú na sírany:

2Na2S +4 O 3 + O 0 2 \u003d 2Na 2 S +6 O -2 4

Oxidácia kyseliny sírovej brómom a manganistanom draselným prebieha ešte jednoduchšie:

5H 2 S +4 O 3 + 2 KMn + 7 O 4 \u003d 2 H 2 S + 6 O 4 + 2 Mn + 2 S + 6 O 4 + K 2 S + 6 O 4 + 3 H 2 O

2. V prítomnosti energickejších redukčných činidiel vykazujú siričitany oxidačné vlastnosti:

Soli kyseliny sírovej rozpúšťajú takmer všetky hydrosulfity a siričitany alkalických kovov.

3. Keďže H 2 SO 3 je slabá kyselina, pôsobením kyselín na siričitany a hydrosulfity sa uvoľňuje SO 2. Táto metóda sa zvyčajne používa pri získavaní SO2 v laboratórnych podmienkach:

NaHS03 + H2SO4 \u003d Na2S04 + SO2  + H20

4. Vo vode rozpustné siričitany ľahko hydrolyzujú, v dôsledku čoho sa v roztoku zvyšuje koncentrácia OH - - iónov:

Na2S03 + NOHNaHS03 + NaOH

Aplikácia

Oxid sírový (IV) a kyselina sírová odfarbujú mnohé farbivá a vytvárajú s nimi bezfarebné zlúčeniny. Ten sa môže pri zahriatí alebo na svetle opäť rozložiť, v dôsledku čoho sa obnoví farba. Preto sa bieliaci účinok SO 2 a H 2 SO 3 líši od bieliaceho účinku chlóru. Zvyčajne oxid sírový (IV) bieli vlnu, hodváb a slamu.

Oxid sírový (IV) zabíja mnohé mikroorganizmy. Preto na ničenie plesňových húb fumigujú vlhké pivnice, pivnice, vínne sudy atď. Používa sa tiež pri preprave a skladovaní ovocia a bobúľ. Vo veľkých množstvách sa oxid sírový IV) používa na výrobu kyseliny sírovej.

Významnou aplikáciou je roztok hydrosiričitanu vápenatého CaHSO 3 (sulfitový lúh), ktorý sa používa na úpravu dreva a papieroviny.

^ 4.4. Oxid sírový. Kyselina sírová

Oxid sírový (VI) (pozri tabuľku 20) je bezfarebná kvapalina, ktorá tuhne pri teplote 16,8 °C na tuhú kryštalickú hmotu. Veľmi silne absorbuje vlhkosť a vytvára kyselinu sírovú: SO 3 + H 2 O \u003d H 2 SO 4

Tabuľka 20. Vlastnosti oxidov síry

Rozpúšťanie oxidov síry (VI) vo vode je sprevádzané uvoľňovaním značného množstva tepla.

Oxid sírový (VI) je veľmi rozpustný v koncentrovanej kyseline sírovej. Roztok SO3 v bezvodej kyseline sa nazýva oleum. Oleá môžu obsahovať až 70 % SO3.

Potvrdenie

1. Oxid sírový (VI) sa vyrába oxidáciou oxidu siričitého vzdušným kyslíkom v prítomnosti katalyzátorov pri teplote 450 °C (viď. Získanie kyseliny sírovej):

2SO 2 + O 2 \u003d 2SO 3

2. Ďalším spôsobom oxidácie SO 2 na SO 3 je použitie oxidu dusnatého (IV) ako oxidačného činidla:

Výsledný oxid dusnatý (II) sa pri interakcii so vzdušným kyslíkom ľahko a rýchlo zmení na oxid dusnatý (IV): 2NO + O 2 \u003d 2NO 2

Čo sa opäť môže použiť pri oxidácii S02. Preto NO 2 pôsobí ako nosič kyslíka. Tento spôsob oxidácie SO 2 na SO 3 sa nazýva dusný. Molekula SO 3 má tvar trojuholníka, v strede ktorého

Atóm síry sa nachádza:

Táto štruktúra je spôsobená vzájomným odpudzovaním väzbových elektrónových párov. Atóm síry poskytol šesť vonkajších elektrónov na ich vznik.

Chemické vlastnosti

1. SO 3 je typický kyslý oxid.

2. Oxid sírový (VI) má vlastnosti silného oxidačného činidla.

Aplikácia

Oxid sírový (VI) sa používa na výrobu kyseliny sírovej. Najdôležitejší je kontaktný spôsob získavania

Kyselina sírová. Touto metódou môžete získať H2SO4 akejkoľvek koncentrácie, ako aj oleum. Proces pozostáva z troch fáz: získanie SO2; oxidácia S02 na S03; získanie H2SO4.

SO 2 sa získava vypaľovaním pyritu FeS 2 v špeciálnych peciach: 4FeS 2 + 11O 2 \u003d 2Fe 2 O 3 + 8SO 2

Na urýchlenie výpalu sa pyrit predbežne rozdrví a pre úplnejšie vyhorenie síry sa privedie oveľa viac vzduchu (kyslíka), ako je potrebné na reakciu. Plyn opúšťajúci pec pozostáva z oxidu síry (IV), kyslíka, dusíka, zlúčenín arzénu (z nečistôt v pyritoch) a vodnej pary. Hovorí sa tomu pražiaci plyn.

Pražiaci plyn je dôkladne vyčistený, pretože aj malý obsah zlúčenín arzénu, ako aj prach a vlhkosť, otrávia katalyzátor. Plyn sa čistí od zlúčenín arzénu a prachu prechodom cez špeciálne elektrofiltry a praciu vežu; vlhkosť je absorbovaná koncentrovanou kyselinou sírovou v sušiacej veži. Vyčistený plyn obsahujúci kyslík sa zahrieva vo výmenníku tepla až na 450 °C a vstupuje do kontaktného zariadenia. Vo vnútri kontaktného zariadenia sú mriežkové police naplnené katalyzátorom.

Predtým sa ako katalyzátor používala jemne mletá kovová platina. Následne bol nahradený zlúčeninami vanádu – oxid vanádičný (V) V 2 O 5 alebo vanadylsulfát VOSO 4, ktoré sú lacnejšie ako platina a jedujú pomalšie.

Oxidačná reakcia SO 2 na SO 3 je reverzibilná:

2SO 2 + O 2  2SO 3

Zvýšenie obsahu kyslíka v pražiacom plyne zvyšuje výťažok oxidu sírového (VI): pri teplote 450 °C zvyčajne dosahuje 95 % alebo viac.

Výsledný oxid síry (VI) je potom privádzaný protiprúdne do absorpčnej veže, kde je absorbovaný koncentrovanou kyselinou sírovou. Keď sa nasýti, najprv sa vytvorí bezvodá kyselina sírová a potom oleum. Následne sa oleum zriedi na 98% kyselinu sírovú a dodáva sa spotrebiteľom.

Štruktúrny vzorec kyseliny sírovej:

^ Fyzikálne vlastnosti

Kyselina sírová je ťažká bezfarebná olejovitá kvapalina, ktorá kryštalizuje pri + 10,4 ° C, takmer dvakrát ( \u003d 1,83 g / cm 3) je ťažší ako voda, bez zápachu, neprchavý. Extrémne gigroskopické. Absorbuje vlhkosť s uvoľňovaním veľkého množstva tepla, takže do koncentrovanej kyseliny sírovej nemôžete pridať vodu - kyselina bude striekať. Na časy-

Kyselina sírová by sa mala pridávať do vody v malých dávkach.

Bezvodá kyselina sírová rozpúšťa až 70 % oxidu sírového (VI). Pri zahrievaní odštepuje SO3, kým sa nevytvorí roztok s hmotnostným zlomkom H2S04 98,3 %. Bezvodá H 2 SO 4 takmer nevedie elektrinu.

^ Chemické vlastnosti

1. Mieša sa s vodou v akomkoľvek pomere a vytvára hydráty rôzneho zloženia:

H2SO4H2O, H2SO4 2H20, H2S04 3H20, H2SO4 4H20, H2S04 6,5H20

2. Koncentrovaná kyselina sírová karbonizuje organické látky - cukor, papier, drevo, vlákninu, pričom z nich berie vodné prvky:

C12H22O11 + H2S04 \u003d 12C + H2S04 11H20

Výsledné uhlie čiastočne interaguje s kyselinou:

Sušenie plynov je založené na absorpcii vody kyselinou sírovou.

Ako silná neprchavá kyselina H 2 SO 4 vytláča iné kyseliny zo suchých solí:

NaN03 + H2S04 \u003d NaHS04 + HNO3

Ak však pridáte H 2 SO 4 do roztokov solí, potom k vytesneniu kyselín nedochádza.

H 2 SO 4 - silná dvojsýtna kyselina: H 2 SO 4 H + + HSO - 4 HSO - 4 H + + SO 2- 4

Má všetky vlastnosti neprchavých silných kyselín.

Zriedená kyselina sírová sa vyznačuje všetkými vlastnosťami neoxidačných kyselín. Konkrétne: interaguje s kovmi, ktoré sú v elektrochemickom rade napätí kovov až po vodík:

Interakcia s kovmi je spôsobená redukciou vodíkových iónov.

6. Koncentrovaná kyselina sírová je silné oxidačné činidlo. Pri zahrievaní oxiduje väčšinu kovov, vrátane tých, ktoré stoja v elektrochemickom rade napätí po vodíku, nereaguje len s platinou a zlatom. V závislosti od aktivity kovu môžu byť ako redukčné produkty použité S -2, S° a S +4.

V chlade koncentrovaná kyselina sírová neinteraguje s takými silnými kovmi ako hliník, železo, chróm. Je to spôsobené pasiváciou kovov. Táto funkcia je široko používaná pri preprave v železnej nádobe.

Pri zahrievaní však:

Koncentrovaná kyselina sírová teda interaguje s kovmi redukciou atómov kyselinotvorného činidla.

Kvalitatívna reakcia na síranový ión SO 2- 4 je tvorba bielej kryštalickej zrazeniny BaSO 4, nerozpustnej vo vode a kyselinách:

SO 2- 4 + Ba +2 BaSO 4 

Aplikácia

Kyselina sírová je najdôležitejším produktom hlavného chemického priemyslu, zaoberajúceho sa výrobou ne

Organické kyseliny, zásady, soli, minerálne hnojivá a chlór.

Pokiaľ ide o rozmanitosť aplikácií, kyselina sírová zaujíma prvé miesto medzi kyselinami. Najväčšie množstvo sa spotrebuje na získanie fosforečných a dusíkatých hnojív. Kyselina sírová, ktorá je neprchavá, sa používa na získanie iných kyselín - chlorovodíkovej, fluorovodíkovej, fosforečnej a octovej.

Veľa z toho ide na čistenie ropných produktov - benzínu, petroleja, mazacích olejov - od škodlivých nečistôt. V strojárstve sa kyselina sírová používa na čistenie kovového povrchu od oxidov pred náterom (niklovanie, chrómovanie atď.). Kyselina sírová sa používa pri výrobe výbušnín, umelých vlákien, farbív, plastov a mnohých ďalších. Používa sa na plnenie batérií.

Dôležité sú soli kyseliny sírovej.

^ Síran sodný Na 2 SO 4 kryštalizuje z vodných roztokov vo forme hydrátu Na 2 SO 4 10H 2 O, ktorý sa nazýva Glauberova soľ. Používa sa v medicíne ako preháňadlo. Bezvodý síran sodný sa používa pri výrobe sódy a skla.

^ Síran amónny(NH 4) 2 SO 4 - dusíkaté hnojivo.

síran draselný K 2 SO 4 - potašové hnojivo.

síran vápenatý CaSO 4 sa v prírode vyskytuje vo forme sadrového minerálu CaSO 4 2H 2 O. Pri zahriatí na 150 °C stráca časť vody a mení sa na hydrát zloženia 2CaSO 4 H 2 O, nazývaný pálená sadra, príp. alabastrový. Alabaster, keď sa zmieša s vodou na cestovitú hmotu, po chvíli opäť stuhne a zmení sa na CaSO 4 2H 2 O. Sadra má široké využitie v stavebníctve (omietka).

^ Síran horečnatý MgSO 4 sa nachádza v morskej vode, čo spôsobuje jej horkú chuť. Kryštalický hydrát, nazývaný horká soľ, sa používa ako laxatívum.

vitriol- odborný názov kryštalických síranov kovov Fe, Cu, Zn, Ni, Co (dehydrované soli nie sú vitriol). modrý vitriol CuSO 4 5H 2 O je modrá toxická látka. Rastliny sa postriekajú zriedeným roztokom a semená sa pred výsevom upravia. atramentový kameň FeSO 4 7H 2 O je svetlozelená látka. Používa sa na kontrolu škodcov rastlín, prípravu atramentov, minerálnych farieb atď. Zinc vitriol ZnSO 4 7H 2 O sa používa pri výrobe minerálnych farieb, v chintztlači a v medicíne.

^ 4.5. Estery kyseliny sírovej. Tiosíran sodný

Estery kyseliny sírovej zahŕňajú dialkylsulfáty (RO2)S02. Sú to kvapaliny s vysokou teplotou varu; nižšie sú rozpustné vo vode; v prítomnosti alkálií tvoria alkohol a soli kyseliny sírovej. Nižšie dialkylsulfáty sú alkylačné činidlá.

dietylsulfát(C2H5)2S04. Teplota topenia -26°C, bod varu 210°C, rozpustný v alkoholoch, nerozpustný vo vode. Získava sa interakciou kyseliny sírovej s etanolom. Je to etylačné činidlo v organickej syntéze. Preniká cez pokožku.

dimetylsulfát(CH3)2S04. Teplota topenia -26,8°C, teplota varu 188,5°C. Rozpustíme v alkoholoch, je zle - vo vode. Reaguje s amoniakom v neprítomnosti rozpúšťadla (výbušne); sulfonáty niektorých aromatických zlúčenín, ako sú fenolestery. Získava sa interakciou 60% olea s metanolom pri 150°C Je to metylačné činidlo v organickej syntéze. Karcinogén, postihuje oči, kožu, dýchacie orgány.

^ Tiosíran sodný Na2S203

Soľ kyseliny tiosírovej, v ktorej majú dva atómy síry rôzne oxidačné stavy: +6 a -2. Kryštalická látka, dobre rozpustná vo vode. Vyrába sa vo forme kryštalického hydrátu Na 2 S 2 O 3 5H 2 O, bežne nazývaného hyposulfit. Získané interakciou siričitanu sodného so sírou počas varu:

Na2S203 + S \u003d Na2S203

Podobne ako kyselina tiosírová je silným redukčným činidlom, ľahko sa oxiduje chlórom na kyselinu sírovú:

Na2S203 + 4Cl2 + 5H20 \u003d 2H2S04 + 2NaCl + 6HCl

Použitie tiosíranu sodného na absorpciu chlóru (v prvých plynových maskách) bolo založené na tejto reakcii.

Tiosíran sodný sa oxiduje trochu inak slabými oxidačnými činidlami. V tomto prípade sa tvoria soli kyseliny tetratiónovej, napríklad:

2Na2S203 + I2 \u003d Na2S406 + 2NaI

Tiosíran sodný je vedľajším produktom pri výrobe NaHSO 3, sírnych farbív, pri čistení priemyselných plynov od síry. Používa sa na odstránenie stôp chlóru po bielení tkanín, na extrakciu striebra z rúd; je fixátor vo fotografii, činidlo v jodometrii, protijed pri otravách arzénom, zlúčeninami ortuti a protizápalové činidlo.

I. časť

1. Sírovodík.
1) Štruktúra molekuly:

2) Fyzikálne vlastnosti: bezfarebný plyn so štipľavým zápachom skazených vajec, ťažší ako vzduch.

3) Chemické vlastnosti (dokončite reakčné rovnice a zvážte rovnice vo svetle TED alebo z pozícií redoxu).

4) Sírovodík v prírode: vo forme zlúčenín - sulfidov, vo voľnej forme - v sopečných plynoch.

2. Oxid sírový (IV) - SO2
1) Vstup do priemyslu. Napíšte reakčné rovnice a zvážte ich z hľadiska oxidačnej redukcie.

2) Získanie v laboratóriu. Zapíšte si reakčnú rovnicu a zvážte ju vo svetle TED:

3) Fyzikálne vlastnosti: plyn so štipľavým, dusivým zápachom.

4) Chemické vlastnosti.

3. Oxid sírový (VI) - SO3.
1) Získavanie syntézou z oxidu sírového (IV):

2) Fyzikálne vlastnosti: kvapalina, ťažšia ako voda, zmiešaná s kyselinou sírovou – oleum.

3) Chemické vlastnosti. Ukazuje typické vlastnosti kyslých oxidov:

Časť II

1. Opíšte reakciu na syntézu oxidu sírového (VI) podľa všetkých klasifikačných kritérií.

a) katalytické
b) reverzibilné
c) OVR
d) spojenia
e) exotermické
e) horenie

2. Opíšte reakciu interakcie oxidu sírového (IV) s vodou podľa všetkých klasifikačných kritérií.

a) reverzibilné
b) spojenia
c) nie OVR
d) exotermické
e) nekatalytické

3. Vysvetlite, prečo má sírovodík silné redukčné vlastnosti.

4. Vysvetlite, prečo oxid sírový (IV) môže vykazovať oxidačné aj redukčné vlastnosti:

Potvrďte túto tézu rovnicami zodpovedajúcich reakcií.

5. Síra vulkanického pôvodu vzniká v dôsledku interakcie oxidu siričitého a sírovodíka. Napíšte reakčné rovnice a uvážte z hľadiska oxidačno-redukčného.

6. Napíšte rovnice pre reakcie prechodov, dešifrujte neznáme vzorce:

7. Napíšte cinquain na tému „Oxid siričitý“.
1) Oxid siričitý
2) Dusivé a drsné
3) Oxid kyseliny, OVR
4) Používa sa na výrobu SO3
5) Kyselina sírová H2SO4

8. S využitím doplnkových zdrojov informácií vrátane internetu vypracujte správu o toxicite sírovodíka (pozor na jeho charakteristický zápach!) A prvú pomoc pri otrave týmto plynom. Zapíšte si plán správ do špeciálneho poznámkového bloku.

sírovodík
Bezfarebný plyn so zápachom skazených vajec. Vo vzduchu sa nachádza čuchom aj v malých koncentráciách. V prírode sa nachádza vo vode minerálnych prameňov, morí, sopečných plynov. Vzniká pri rozklade bielkovín v neprítomnosti kyslíka. Do ovzdušia sa môže dostať v rade chemických a textilných priemyselných odvetví, pri ťažbe a spracovaní ropy, z odpadových vôd.
Sírovodík je silný jed, ktorý spôsobuje akútne a chronické otravy. Má lokálne dráždivé a celkovo toxické účinky. Pri koncentrácii 1,2 mg / l sa otrava vyvíja rýchlosťou blesku, smrť nastáva v dôsledku akútnej inhibície procesov dýchania tkaniva. Po ukončení expozície, dokonca aj pri ťažkých formách otravy, môže byť obeť privedená späť k životu.
Pri koncentrácii 0,02-0,2 mg / l sa pozorujú bolesti hlavy, závraty, tlak na hrudníku, nevoľnosť, vracanie, hnačka, strata vedomia, kŕče, poškodenie očnej sliznice, konjunktivitída, fotofóbia. Nebezpečenstvo otravy sa zvyšuje v dôsledku straty čuchu. Postupne sa zvyšuje srdcová slabosť a respiračné zlyhanie, kóma.
Prvá pomoc - vyvedenie obete zo znečistenej atmosféry, vdýchnutie kyslíka, umelé dýchanie; prostriedky, ktoré vzrušujú dýchacie centrum, zahrievajú telo. Odporúča sa aj glukóza, vitamíny, prípravky železa.
Prevencia - dostatočné vetranie, utesnenie niektorých výrobných prevádzok. Pri zostupovaní pracovníkov do studní a nádob s obsahom sírovodíka musia používať plynové masky a záchranné pásy na lanách. Plynová záchranná služba je povinná v baniach, na miestach ťažby a v ropných rafinériách.

Oxid sírový (IV) a kyselina siričitá

Oxid sírový (IV), alebo oxid siričitý, za normálnych podmienok, bezfarebný plyn s prenikavým dusivým zápachom. Po ochladení na -10°C sa skvapalní na bezfarebnú kvapalinu.

Potvrdenie

1. V laboratórnych podmienkach sa oxid sírový (IV) získava zo solí kyseliny sírovej pôsobením silných kyselín na ne:

Na2S03 + H2S04 \u003d Na2S04 + S02 + H20 2NaHS03 + H2S04 \u003d Na2S04 + 2SO2 + 2H202HS0 - 3 + 2H + \u003d 2S02 + 2H20

2. Tiež oxid siričitý vzniká interakciou koncentrovanej kyseliny sírovej pri zahrievaní s nízkoaktívnymi kovmi:

Cu + 2H 2 SO 4 \u003d CuSO 4 + SO 2 + 2 H 2 O

Cu + 4H + + 2SO 2- 4 \u003d Cu 2+ + SO 2- 4 + SO 2 + 2H 2 O

3. Oxid síry (IV) vzniká aj pri spaľovaní síry na vzduchu alebo kyslíku:

4. V priemyselných podmienkach sa SO 2 získava pražením pyritu FeS 2 alebo sírnatých rúd neželezných kovov (zinková zmes ZnS, olovnatý lesk PbS a pod.):

4FeS2 + 11O2 \u003d 2Fe203 + 8SO2

Štruktúrny vzorec molekuly SO2:

Chemické vlastnosti

1. Oxid sírový (IV) vykazuje všetky vlastnosti kyslých oxidov:

Interakcia s vodou

Interakcia s alkáliami,

Interakcia so zásaditými oxidmi.

2. Oxid sírový (IV) sa vyznačuje redukčnými vlastnosťami:

S +4 O 2 + O 0 2 "2S +6 O -2 3 (v prítomnosti katalyzátora pri zahrievaní)

Ale v prítomnosti silných redukčných činidiel sa SO 2 správa ako oxidačné činidlo:

Oxid sírový (IV) je vysoko rozpustný vo vode (40 objemov SO 2 sa rozpustí v 1 objeme pri 20 °C). V tomto prípade kyselina sírová existuje iba vo vodnom roztoku:

S02 + H20 "H2S03

Reakcia je reverzibilná. Vo vodnom roztoku sú oxid sírový (IV) a kyselina sírová v chemickej rovnováhe, ktorá sa môže vytesniť. Pri väzbe H2S03 (neutralizácia kys

u) reakcia prebieha smerom k tvorbe kyseliny sírovej; pri odstraňovaní S02 (fúkanie cez roztok dusíka alebo zahrievanie) reakcia postupuje smerom k východiskovým látkam. Roztok kyseliny sírovej vždy obsahuje oxid sírový (IV), ktorý mu dodáva štipľavý zápach.

Kyselina sírová má všetky vlastnosti kyselín. Disociuje sa v roztoku postupne:

H2SO 3 "H+ + HSO - 3 HSO - 3" H + + SO 2- 3

Tepelne nestabilný, prchavý. Kyselina sírová ako dvojsýtna kyselina tvorí dva typy solí:

Stredné - siričitany (Na 2 SO 3);

Kyslé - hydrosulfity (NaHSO 3).

Sulfity sa tvoria, keď je kyselina úplne neutralizovaná zásadou:

H2S03 + 2NaOH \u003d Na2S03 + 2H20

Hydrosulfity sa získavajú s nedostatkom alkálií:

H2S03 + NaOH \u003d NaHS03 + H20

Kyselina sírová a jej soli majú oxidačné aj redukčné vlastnosti, čo je dané povahou reakčného partnera.

1. Takže pôsobením kyslíka sa siričitany oxidujú na sírany:

2Na2S +4 O 3 + O 0 2 \u003d 2Na 2 S +6 O -2 4

Oxidácia kyseliny sírovej brómom a manganistanom draselným prebieha ešte jednoduchšie:

5H 2 S +4 O 3 + 2 KMn + 7 O 4 \u003d 2 H 2 S + 6 O 4 + 2 Mn + 2 S + 6 O 4 + K 2 S + 6 O 4 + 3 H 2 O

2. V prítomnosti energickejších redukčných činidiel vykazujú siričitany oxidačné vlastnosti:

Soli kyseliny sírovej rozpúšťajú takmer všetky hydrosulfity a siričitany alkalických kovov.

3. Keďže H 2 SO 3 je slabá kyselina, pôsobením kyselín na siričitany a hydrosulfity sa uvoľňuje SO 2. Táto metóda sa zvyčajne používa pri získavaní SO 2 v laboratóriu:

NaHS03 + H2SO4 \u003d Na2S04 + SO2 + H20

4. Vo vode rozpustné siričitany ľahko hydrolyzujú, v dôsledku čoho sa v roztoku zvyšuje koncentrácia OH - - iónov:

Na2S03 + NON "NaHS03 + NaOH

Aplikácia

Oxid sírový (IV) a kyselina sírová odfarbujú mnohé farbivá a vytvárajú s nimi bezfarebné zlúčeniny. Ten sa môže pri zahriatí alebo na svetle opäť rozložiť, v dôsledku čoho sa obnoví farba. Preto je bieliaci účinok S02 a H2S03 odlišný od bieliaceho účinku chlóru. Zvyčajne oxid sírový (IV) bieli vlnu, hodváb a slamu.

Významnou aplikáciou je roztok hydrosiričitanu vápenatého CaHSO 3 (sulfitový lúh), ktorý sa používa na úpravu dreva a papieroviny.

Portál pre študenta. Sebatréning

oxid sírový (VI) – SO 3 (anhydrid kyseliny sírovej)

H2SO4

Stiahnuť ▼:

4.doc

Oxid sírový (IV) a kyselina siričitá

SÚVISIACE ČLÁNKY