Θειώδες οξύείναι ένα ανόργανο διβασικό ασταθές οξύ μέτριας ισχύος. Μια ασταθής ένωση, γνωστή μόνο σε υδατικά διαλύματα σε συγκέντρωση όχι μεγαλύτερη από έξι τοις εκατό. Όταν προσπαθείτε να απομονώσετε καθαρό θειικό οξύ, διασπάται σε οξείδιο του θείου (SO2) και νερό (H2O). Για παράδειγμα, όταν το πυκνό θειικό οξύ (H2SO4) αντιδρά με το θειώδες νάτριο (Na2SO3), απελευθερώνεται οξείδιο του θείου (SO2) αντί για θειικό οξύ. Έτσι φαίνεται η αντίδραση:
Na2SO3 (θειώδες νάτριο) + H2SO4 ( θειικό οξύ) = Na2SO4 (θειικό νάτριο) + SO2 (διοξείδιο του θείου) + H2O (νερό)
Διάλυμα θειικού οξέος
Κατά την αποθήκευση, είναι απαραίτητο να αποκλείεται η πρόσβαση στον αέρα. Διαφορετικά, το θειικό οξύ, που απορροφά αργά το οξυγόνο (O2), θα μετατραπεί σε θειικό οξύ.
2H2SO3 (θειικό οξύ) + O2 (οξυγόνο) = 2H2SO4 (θειικό οξύ)
Τα διαλύματα θειικού οξέος έχουν μια μάλλον συγκεκριμένη οσμή (που θυμίζει την οσμή που παραμένει μετά το άναμμα ενός σπίρτου), η παρουσία του οποίου μπορεί να εξηγηθεί από την παρουσία οξειδίου του θείου (SO2), το οποίο δεν είναι χημικά συνδεδεμένο με το νερό.
Χημικές ιδιότητεςθειώδες οξύ
1. H2SO3) μπορεί να χρησιμοποιηθεί ως αναγωγικός ή οξειδωτικός παράγοντας.
Το H2SO3 είναι ένας καλός αναγωγικός παράγοντας. Με τη βοήθειά του, είναι δυνατό να ληφθούν υδραλογονίδια από ελεύθερα αλογόνα. Για παράδειγμα:
H2SO3 (θειικό οξύ) + Cl2 (χλώριο, αέριο) + H2O (νερό) = H2SO4 (θειικό οξύ) + 2HCl ( υδροχλωρικό οξύ)
Αλλά όταν αλληλεπιδρά με ισχυρούς αναγωγικούς παράγοντες, αυτό το οξύ θα δράσει ως οξειδωτικός παράγοντας. Ένα παράδειγμα είναι η αντίδραση θειικού οξέος με υδρόθειο:
H2SO3 (θειικό οξύ) + 2H2S (υδρόθειο) = 3S (θείο) + 3H2O (νερό)
2. Η χημική ένωση που εξετάζουμε σχηματίζει δύο - θειώδη (μέσα) και υδροθειώδη (όξινα). Αυτά τα άλατα είναι αναγωγικοί παράγοντες, όπως το θειικό οξύ (H2SO3). Όταν οξειδωθούν, σχηματίζονται άλατα θειικού οξέος. Όταν τα θειώδη των ενεργών μετάλλων πυρώνονται, σχηματίζονται θειικά και σουλφίδια. Αυτή είναι μια αντίδραση αυτοοξείδωσης-αυτοθεραπείας. Για παράδειγμα:
4Na2SO3 (θειικό νάτριο) = Na2S + 3Na2SO4 (θειικό νάτριο)
Θειώδες νάτριο και κάλιο (Na2SO3 και K2SO3) χρησιμοποιούνται στη βαφή υφασμάτων στην κλωστοϋφαντουργία, στη λεύκανση μετάλλων και στη φωτογραφία. Το υδροθειώδες ασβέστιο (Ca(HSO3)2), το οποίο υπάρχει μόνο σε διάλυμα, χρησιμοποιείται για την επεξεργασία ξύλινων υλικών σε ειδικό θειώδη πολτό. Στη συνέχεια χρησιμοποιείται για την παραγωγή χαρτιού.
Εφαρμογή θειικού οξέος
Θειικό οξύ χρησιμοποιείται:
Για τη λεύκανση μαλλιού, μεταξιού, ξυλοπολτού, χαρτιού και άλλων παρόμοιων ουσιών που δεν αντέχουν τη λεύκανση με ισχυρότερα οξειδωτικά μέσα (για παράδειγμα, χλώριο).
Ως συντηρητικό και αντισηπτικό, για παράδειγμα, για την πρόληψη της ζύμωσης των σιτηρών κατά την παραγωγή αμύλου ή για την πρόληψη της διαδικασίας ζύμωσης σε βαρέλια κρασιού.
Για τη διατήρηση των τροφίμων, για παράδειγμα, κατά την κονσερβοποίηση λαχανικών και φρούτων.
Επεξεργάζεται σε θειώδη πολτό, από τον οποίο στη συνέχεια παράγεται χαρτί. Στην περίπτωση αυτή χρησιμοποιείται διάλυμα υδροθειώδους ασβεστίου (Ca(HSO3)2), το οποίο διαλύει τη λιγνίνη, μια ειδική ουσία που δεσμεύει τις ίνες κυτταρίνης.
Θειικό οξύ: παρασκεύασμα
Αυτό το οξύ μπορεί να παραχθεί με τη διάλυση του διοξειδίου του θείου (SO2) στο νερό (H2O). Θα χρειαστείτε πυκνό θειικό οξύ (H2SO4), χαλκό (Cu) και δοκιμαστικό σωλήνα. Αλγόριθμος ενεργειών:
1. Ρίξτε προσεκτικά πυκνό θειικό οξύ σε ένα δοκιμαστικό σωλήνα και στη συνέχεια τοποθετήστε ένα κομμάτι χαλκού σε αυτόν. Ζεσταίνω. Εμφανίζεται η ακόλουθη αντίδραση:
Cu (χαλκός) + 2H2SO4 (θειικό οξύ) = CuSO4 (θειικό θείο) + SO2 (διοξείδιο του θείου) + H2O (νερό)
2. Η ροή του διοξειδίου του θείου πρέπει να κατευθύνεται σε δοκιμαστικό σωλήνα με νερό. Όταν διαλύεται, εμφανίζεται εν μέρει με νερό, με αποτέλεσμα το σχηματισμό θειικού οξέος:
SO2 (διοξείδιο του θείου) + H2O (νερό) = H2SO3
Έτσι, περνώντας διοξείδιο του θείου μέσω του νερού, μπορείτε να πάρετε θειικό οξύ. Αξίζει να ληφθεί υπόψη ότι αυτό το αέριο έχει ερεθιστική δράση στις μεμβράνες της αναπνευστικής οδού, μπορεί να προκαλέσει φλεγμονή, καθώς και απώλεια όρεξης. Η εισπνοή του για μεγάλο χρονικό διάστημα μπορεί να προκαλέσει απώλεια συνείδησης. Ο χειρισμός αυτού του αερίου πρέπει να γίνεται με εξαιρετική προσοχή και προσοχή.
Το υδρόθειο (H2S) είναι ένα άχρωμο αέριο με οσμή σάπιου αυγού. Είναι πιο πυκνό από το υδρογόνο. Το υδρόθειο είναι θανατηφόρο δηλητηριώδες για τον άνθρωπο και τα ζώα. Ακόμη και μια μικρή ποσότητα του στον αέρα προκαλεί ζάλη και ναυτία, αλλά το χειρότερο είναι ότι μετά την εισπνοή του για πολλή ώρα, αυτή η μυρωδιά δεν γίνεται πλέον αισθητή. Ωστόσο, για τη δηλητηρίαση από υδρόθειο, υπάρχει ένα απλό αντίδοτο: θα πρέπει να τυλίξετε ένα κομμάτι χλωρίνης σε ένα μαντήλι, μετά να το βρέξετε και να μυρίσετε τη συσκευασία για λίγο. Το υδρόθειο παράγεται με την αντίδραση θείου με υδρογόνο σε θερμοκρασία 350 °C:
H2 + S → H2S
Αυτή είναι μια αντίδραση οξειδοαναγωγής: κατά τη διάρκεια αυτής, οι καταστάσεις οξείδωσης των στοιχείων που συμμετέχουν σε αυτήν αλλάζουν.
Σε εργαστηριακές συνθήκες, το υδρόθειο παράγεται με επεξεργασία του θειούχου σιδήρου με θειικό ή υδροχλωρικό οξύ:
FeS + 2HCl → FeCl2 + H2S
Αυτή είναι μια αντίδραση ανταλλαγής: σε αυτήν, οι αλληλεπιδρώντες ουσίες ανταλλάσσουν τα ιόντα τους. Αυτή η διαδικασία συνήθως εκτελείται χρησιμοποιώντας μια συσκευή Kipp.
Συσκευή Kipp
Ιδιότητες του υδρόθειου
Όταν καίγεται υδρόθειο, σχηματίζεται οξείδιο του θείου 4 και υδρατμοί:
2H2S + 3О2 → 2Н2О + 2SO2
Το H2S καίγεται με μια γαλαζωπή φλόγα και αν κρατήσετε ένα ανεστραμμένο ποτήρι πάνω του, θα εμφανιστεί διαυγές συμπύκνωμα (νερό) στα τοιχώματά του.
Ωστόσο, με μια ελαφρά μείωση της θερμοκρασίας, αυτή η αντίδραση προχωρά κάπως διαφορετικά: μια κιτρινωπή επίστρωση ελεύθερου θείου θα εμφανιστεί στα τοιχώματα του προψυχμένου γυαλιού:
2H2S + O2 → 2H2O + 2S
Η βιομηχανική μέθοδος για την παραγωγή θείου βασίζεται σε αυτή την αντίδραση.
Όταν ένα προπαρασκευασμένο αέριο μείγμα υδρόθειου και οξυγόνου αναφλέγεται, συμβαίνει μια έκρηξη.
Η αντίδραση υδρόθειου και οξειδίου του θείου (IV) παράγει επίσης ελεύθερο θείο:
2H2S + SO2 → 2H2O + 3S
Το υδρόθειο είναι διαλυτό στο νερό και τρεις όγκοι αυτού του αερίου μπορούν να διαλυθούν σε έναν όγκο νερού, σχηματίζοντας ασθενές και ασταθές υδροσουλφιδικό οξύ (H2S). Αυτό το οξύ ονομάζεται επίσης υδρόθειο νερό. Όπως μπορείτε να δείτε, οι τύποι του αερίου υδρόθειου και του οξέος υδρόθειου γράφονται με τον ίδιο τρόπο.
Εάν προστεθεί διάλυμα άλατος μολύβδου στο υδροσουλφιδικό οξύ, θα σχηματιστεί ένα μαύρο ίζημα θειούχου μολύβδου:
H2S + Pb(NO3)2 → PbS + 2HNO3
Πρόκειται για μια ποιοτική αντίδραση για την ανίχνευση υδρόθειου. Επιδεικνύει επίσης την ικανότητα του υδροσουλφιδικού οξέος να εισέρχεται σε αντιδράσεις ανταλλαγής με διαλύματα αλάτων. Έτσι, οποιοδήποτε διαλυτό άλας μολύβδου είναι ένα αντιδραστήριο για το υδρόθειο. Μερικά άλλα θειούχα μετάλλων έχουν επίσης ένα χαρακτηριστικό χρώμα, για παράδειγμα: θειούχος ψευδάργυρος ZnS - λευκό, θειούχο κάδμιο CdS - κίτρινο, θειούχο χαλκό CuS - μαύρο, θειούχο αντιμόνιο Sb2S3 - κόκκινο.
Παρεμπιπτόντως, το υδρόθειο είναι ένα ασταθές αέριο και, όταν θερμαίνεται, αποσυντίθεται σχεδόν πλήρως σε υδρογόνο και ελεύθερο θείο:
H2S → H2 + S
Το υδρόθειο αλληλεπιδρά εντατικά με υδατικά διαλύματα αλογόνων:
H2S + 4Cl2 + 4H2O→ H2SO4 + 8HCl
Το υδρόθειο στη φύση και την ανθρώπινη δραστηριότητα
Το υδρόθειο είναι μέρος των ηφαιστειακών αερίων, του φυσικού αερίου και των αερίων που σχετίζονται με τα κοιτάσματα πετρελαίου. Υπάρχει επίσης πολύ σε φυσικά μεταλλικά νερά, για παράδειγμα, στη Μαύρη Θάλασσα βρίσκεται σε βάθος 150 μέτρων και κάτω.
Χρησιμοποιείται υδρόθειο:
- στην ιατρική (θεραπεία με λουτρά υδρόθειου και μεταλλικά νερά).
- στη βιομηχανία (παραγωγή θείου, θειικού οξέος και σουλφιδίων).
- στην αναλυτική χημεία (για την καθίζηση θειούχων βαρέων μετάλλων, τα οποία είναι συνήθως αδιάλυτα).
- στην οργανική σύνθεση (για την παραγωγή αναλόγων θείου οργανικών αλκοολών (μερκαπτάνες) και θειοφαινίου (αρωματικός υδρογονάνθρακας που περιέχει θείο). Ένας άλλος τομέας που αναδυόταν πρόσφατα στην επιστήμη είναι η ενέργεια υδρόθειου. Η παραγωγή ενέργειας από κοιτάσματα υδρόθειου από τον πυθμένα της Μαύρης Θάλασσας μελετάται σοβαρά.
Η φύση των οξειδοαναγωγικών αντιδράσεων θείου και υδρογόνου
Η αντίδραση του σχηματισμού υδρόθειου είναι οξειδοαναγωγική:
Н20 + S⁰→ H2+S2-
Η διαδικασία αλληλεπίδρασης του θείου με το υδρογόνο εξηγείται εύκολα από τη δομή των ατόμων τους. Το υδρογόνο καταλαμβάνει την πρώτη θέση στον περιοδικό πίνακα, επομένως, το φορτίο του ατομικού του πυρήνα είναι ίσο με (+1) και 1 ηλεκτρόνιο κάνει κύκλους γύρω από τον ατομικό πυρήνα. Το υδρογόνο δίνει εύκολα το ηλεκτρόνιό του σε άτομα άλλων στοιχείων, μετατρέποντας σε ένα θετικά φορτισμένο ιόν υδρογόνου - ένα πρωτόνιο:
Н⁰ -1е⁻= Н⁺
Το θείο βρίσκεται στη θέση δέκατη έκτη στον περιοδικό πίνακα. Αυτό σημαίνει ότι το φορτίο του πυρήνα του ατόμου του είναι (+16), και ο αριθμός των ηλεκτρονίων σε κάθε άτομο είναι επίσης 16e-. Η θέση του θείου στην τρίτη περίοδο υποδηλώνει ότι τα δεκαέξι ηλεκτρόνια του στροβιλίζονται γύρω από τον ατομικό πυρήνα, σχηματίζοντας 3 στρώματα, το τελευταίο από τα οποία περιέχει 6 ηλεκτρόνια σθένους. Ο αριθμός των ηλεκτρονίων σθένους του θείου αντιστοιχεί στον αριθμό της ομάδας VI στην οποία βρίσκεται στον περιοδικό πίνακα.
Έτσι, το θείο μπορεί να δώσει και τα έξι ηλεκτρόνια σθένους, όπως στην περίπτωση του σχηματισμού του οξειδίου του θείου (VI):
2S⁰ + 3O2⁰ → 2S⁺6O3-²
Επιπλέον, ως αποτέλεσμα της οξείδωσης του θείου, το 4e- μπορεί να δοθεί από το άτομό του σε ένα άλλο στοιχείο για να σχηματίσει οξείδιο του θείου (IV):
S⁰ + O2⁰ → S⁺4 O2-²
Το θείο μπορεί επίσης να δώσει δύο ηλεκτρόνια για να σχηματίσει χλωριούχο θείο(II):
S⁰ + Cl2⁰ → S⁺2 Cl2-
Και στις τρεις παραπάνω αντιδράσεις, το θείο δίνει ηλεκτρόνια. Κατά συνέπεια, οξειδώνεται, αλλά ταυτόχρονα δρα ως αναγωγικός παράγοντας για τα άτομα οξυγόνου O και χλωρίου Cl. Ωστόσο, στην περίπτωση του σχηματισμού H2S, η οξείδωση είναι τα πολλά άτομα υδρογόνου, αφού αυτά χάνουν ηλεκτρόνια, αποκαθιστώντας το εξωτερικό επίπεδο ενέργειαςθείο από έξι ηλεκτρόνια σε οκτώ. Ως αποτέλεσμα, κάθε άτομο υδρογόνου στο μόριό του γίνεται πρωτόνιο:
Н2⁰-2е⁻ → 2Н⁺,
και το μόριο του θείου, αντίθετα, ανάγεται, μετατρέπεται σε αρνητικά φορτισμένο ανιόν (S-2): S⁰ + 2е- → S-²
Έτσι, σε χημική αντίδρασηΣτο σχηματισμό του υδρόθειου, ο οξειδωτικός παράγοντας είναι το θείο.
Από την άποψη της εκδήλωσης του θείου σε διάφορες καταστάσεις οξείδωσης, μια άλλη ενδιαφέρουσα αλληλεπίδραση μεταξύ του οξειδίου του θείου(IV) και του υδρόθειου είναι η αντίδραση για την παραγωγή ελεύθερου θείου:
2H2⁺S-2+ S⁺4O2-²→ 2H2+O-²+ 3S⁰
Όπως φαίνεται από την εξίσωση της αντίδρασης, τόσο ο οξειδωτικός όσο και ο αναγωγικός παράγοντας σε αυτό είναι ιόντα θείου. Δύο ανιόντα θείου (2-) δωρίζουν δύο από τα ηλεκτρόνια τους στο άτομο του θείου στο μόριο του οξειδίου του θείου (II), ως αποτέλεσμα του οποίου και τα τρία άτομα θείου ανάγεται σε ελεύθερο θείο.
2S-² - 4е-→ 2S⁰ - αναγωγικός παράγοντας, οξειδώνεται.
S+4 + 4е-→ S⁰ - οξειδωτικό μέσο, ανηγμένο.
Θείο– το στοιχείο της 3ης περιόδου και η ομάδα VIA του Περιοδικού Συστήματος, αύξων αριθμός 16, αναφέρεται σε χαλκογόνα.Ο ηλεκτρονικός τύπος του ατόμου είναι [ 10 Ne]3s 2 3p 4, οι χαρακτηριστικές καταστάσεις οξείδωσης είναι 0, -II, +IV και +VI, η κατάσταση S VI θεωρείται σταθερή.
Η κλίμακα οξείδωσης του θείου δηλώνει:
Η ηλεκτραρνητικότητα του θείου είναι 2,60 και χαρακτηρίζεται από μη μεταλλικές ιδιότητες. Σε ενώσεις υδρογόνου και οξυγόνου βρίσκεται σε διάφορα ανιόντα και σχηματίζει οξέα που περιέχουν οξυγόνο και τα άλατά τους, δυαδικές ενώσεις.
Στη φύση - δέκατος πέμπτοςστοιχείο σε χημική αφθονία (έβδομο μεταξύ των μη μετάλλων). Βρίσκεται σε ελεύθερη (γηγενή) και δεμένη μορφή. Ένα ζωτικό στοιχείο για ανώτερους οργανισμούς.
Θείο S.Απλή ουσία. Κίτρινο κρυσταλλικό (α-ρομβικό και β-μονοκλινικό,
στους 95,5 °C) ή άμορφο (πλαστικό). Στους κόμβους του κρυσταλλικού πλέγματος υπάρχουν μόρια S 8 (μη επίπεδοι δακτύλιοι τύπου "στεφάνης"), το άμορφο θείο αποτελείται από αλυσίδες S n. Μια ουσία χαμηλής τήξης, το ιξώδες του υγρού διέρχεται το μέγιστο στους 200 °C (διάσπαση των μορίων S 8, συνέπλεξη αλυσίδων S n). Το ζεύγος περιέχει μόρια S 8, S 6, S 4, S 2. Στους 1500 °C, εμφανίζεται μονοατομικό θείο (στις χημικές εξισώσεις, για λόγους απλότητας, οποιοδήποτε θείο απεικονίζεται ως S).
Το θείο είναι αδιάλυτο στο νερό και υπό κανονικές συνθήκες δεν αντιδρά με αυτό, είναι πολύ διαλυτό στο δισουλφίδιο του άνθρακα CS 2.
Το θείο, ειδικά το θείο σε σκόνη, είναι πολύ ενεργό όταν θερμαίνεται. Αντιδρά ως οξειδωτικός παράγοντας με μέταλλα και αμέταλλα:
και πώς αναγωγικό μέσο– με φθόριο, οξυγόνο και οξέα (βρασμός):
Το θείο υφίσταται δυσμετάλλαξη σε αλκαλικά διαλύματα:
3S 0 + 6KOH (συμπ.) = 2K 2 S ‑II + K 2 S IV O 3 + 3H 2 O
Σε υψηλές θερμοκρασίες (400 °C), το θείο αντικαθιστά το ιώδιο από το υδροιώδιο:
S + 2HI (g) = I 2 + H 2 S,
αλλά στο διάλυμα η αντίδραση πηγαίνει προς την αντίθετη κατεύθυνση:
I 2 + H 2 S (p) = 2 HI + S↓
Παραλαβή: V βιομηχανίατήκεται από φυσικά κοιτάσματα φυσικού θείου (με χρήση υδρατμών), που απελευθερώνεται κατά την αποθείωση των προϊόντων αεριοποίησης άνθρακα.
Το θείο χρησιμοποιείται για τη σύνθεση δισουλφιδίου του άνθρακα, θειικού οξέος, θειούχων βαφών, στον βουλκανισμό του καουτσούκ, ως μέσο προστασίας των φυτών από το ωίδιο και για τη θεραπεία δερματικών παθήσεων.
Υδρόθειο H 2 S.Ανοξικό οξύ. Άχρωμο αέριο με αποπνικτική μυρωδιά, βαρύτερο από τον αέρα. Το μόριο έχει τη δομή ενός διπλά ατελούς τετραέδρου [::S(H) 2 ]
(υβριδισμός sp 3, η γωνία παρκαδόρου H – S–H απέχει πολύ από την τετραεδρική). Ασταθής όταν θερμαίνεται πάνω από 400 °C. Ελαφρώς διαλυτό στο νερό (2,6 l/1 l H 2 O στους 20 °C), κορεσμένο δεκαμοριακό διάλυμα (0,1 M, «υδρόθειο νερό»). Ένα πολύ ασθενές οξύ σε διάλυμα, πρακτικά δεν διασπάται στο δεύτερο στάδιο σε ιόντα S 2‑ (η μέγιστη συγκέντρωση του S 2‑ είναι 1 10 ‑ 13 mol/l). Όταν εκτίθεται στον αέρα, το διάλυμα γίνεται θολό (ο αναστολέας είναι η σακχαρόζη). Εξουδετερώνεται από τα αλκάλια, αλλά όχι πλήρως από την ένυδρη αμμωνία. Ισχυρός αναγωγικός παράγοντας. Εισέρχεται σε αντιδράσεις ανταλλαγής ιόντων. Ένας θειούχος παράγοντας καθιζάνει διαφορετικά χρωματισμένα σουλφίδια με πολύ χαμηλή διαλυτότητα από το διάλυμα.
Ποιοτικές αντιδράσεις– καθίζηση θειούχων, καθώς και ατελής καύση του H 2 S με σχηματισμό κίτρινης εναπόθεσης θείου σε ψυχρό αντικείμενο που έχει εισαχθεί στη φλόγα (σπάτουλα πορσελάνης). Ένα υποπροϊόν της διύλισης πετρελαίου, φυσικού αερίου και οπτάνθρακα.
Χρησιμοποιείται στην παραγωγή θείου, ανόργανων και οργανικών ενώσεων που περιέχουν θείο ως αναλυτικό αντιδραστήριο. Εξαιρετικά δηλητηριώδες. Εξισώσεις των πιο σημαντικών αντιδράσεων:
Παραλαβή: V βιομηχανία– άμεση σύνθεση:
H2 + S = H2S(150–200 °C)
ή με θέρμανση θείου με παραφίνη?
V εργαστήρια– εκτόπιση από σουλφίδια με ισχυρά οξέα
FeS + 2НCl (συμπ.) = FeCl 2 + H2S
ή πλήρης υδρόλυση δυαδικών ενώσεων:
Al 2 S 3 + 6H 2 O = 2Al(OH) 3 ↓ + 3 H2S
Θειούχο νάτριο Na 2 S.Αλάτι χωρίς οξυγόνο. Λευκό, πολύ υγροσκοπικό. Λιώνει χωρίς αποσύνθεση, θερμικά σταθερό. Είναι πολύ διαλυτό στο νερό, υδρολύεται στο ανιόν και δημιουργεί ένα εξαιρετικά αλκαλικό περιβάλλον στο διάλυμα. Όταν εκτίθεται στον αέρα, το διάλυμα γίνεται θολό (κολλοειδές θείο) και γίνεται κίτρινο (πολυσουλφιδικό χρώμα). Τυπικός μειωτήρας. Προσθέτει θείο. Εισέρχεται σε αντιδράσεις ανταλλαγής ιόντων.
Ποιοτικές αντιδράσειςστο ιόν S 2 - καθίζηση θειούχων μετάλλων με διαφορετικό χρώμα, από τα οποία τα MnS, FeS, ZnS αποσυντίθενται σε HCl (αραιωμένο).
Χρησιμοποιείται στην παραγωγή θειούχων βαφών και κυτταρίνης, για την αφαίρεση τριχών από τα δέρματα κατά το δέψιμο του δέρματος, ως αντιδραστήριο στην αναλυτική χημεία.
Εξισώσεις των πιο σημαντικών αντιδράσεων:
Na 2 S + 2НCl (αραιωμένο) = 2NaCl + H 2 S
Na 2 S + 3H 2 SO 4 (συγκ.) = SO 2 + S↓ + 2H 2 O + 2NaHSO 4 (έως 50 °C)
Na 2 S + 4HNO 3 (συγκ.) = 2NO + S↓ + 2H 2 O + 2NaNO 3 (60 °C)
Na 2 S + H 2 S (κορεσμένο) = 2NaHS
Na 2 S (t) + 2O 2 = Na 2 SO 4 (πάνω από 400 °C)
Na 2 S + 4H 2 O 2 (συγκ.) = Na 2 SO 4 + 4H 2 O
S 2‑ + M 2+ = MnS (τηλ.)↓; FeS (μαύρο)↓; ZnS (λευκό)↓
S 2‑ + 2Ag + = Ag 2 S (μαύρο)↓
S 2‑ + M 2+ = СdS (κίτρινο)↓; PbS, CuS, HgS (μαύρο)↓
3S 2‑ + 2Bi 3+ = Bi 2 S 3 (cor. – μαύρο)↓
3S 2‑ + 6H 2 O + 2M 3+ = 3H 2 S + 2M(OH) 3 ↓ (M = Al, Cr)
Παραλαβή V βιομηχανία– φρύξη του ορυκτού mirabilite Na 2 SO 4 10H 2 O παρουσία αναγωγικών παραγόντων:
Na 2 SO 4 + 4H 2 = Na 2 S + 4H 2 O (500 °C, κατ. Fe 2 O 3)
Na 2 SO 4 + 4С (κοκ) = Na 2 S + 4СО (800–1000 °C)
Na 2 SO 4 + 4СО = Na 2 S + 4СО 2 (600–700 °C)
Θειούχο αλουμίνιο Al 2 S 3.Αλάτι χωρίς οξυγόνο. Λευκό, ο δεσμός Al-S είναι κυρίως ομοιοπολικός. Λιώνει χωρίς αποσύνθεση υπό υπερβολική πίεση N 2, εξαχνώνεται εύκολα. Οξειδώνεται στον αέρα όταν θερμαίνεται. Υδρολύεται πλήρως από το νερό και δεν καθιζάνει από το διάλυμα. Αποσυντίθεται με ισχυρά οξέα. Χρησιμοποιείται ως στερεή πηγή καθαρού υδρόθειου. Εξισώσεις των πιο σημαντικών αντιδράσεων:
Al 2 S 3 + 6H 2 O = 2Al(OH) 3 ↓ + 3H 2 S (καθαρό)
Al 2 S 3 + 6HCl (αραιωμένο) = 2AlCl 3 + 3H 2 S
Al 2 S 3 + 24HNO 3 (συγκ.) = Al 2 (SO 4) 3 + 24NO 2 + 12H 2 O (100 °C)
2Al 2 S 3 + 9O 2 (αέρας) = 2Al 2 O 3 + 6SO 2 (700–800 °C)
Παραλαβή: αλληλεπίδραση αλουμινίου με τηγμένο θείο απουσία οξυγόνου και υγρασίας:
2Al + 3S = AL 2 S 3(150–200 °C)
Θειούχο σίδηρο (II) FeS.Αλάτι χωρίς οξυγόνο. Μαύρο-γκρι με πράσινη απόχρωση, πυρίμαχο, αποσυντίθεται όταν θερμαίνεται σε κενό. Όταν είναι υγρό, είναι ευαίσθητο στο οξυγόνο του αέρα. Αδιάλυτο στο νερό. Δεν καθιζάνει όταν διαλύματα αλάτων σιδήρου(II) είναι κορεσμένα με υδρόθειο. Αποσυντίθεται με οξέα. Χρησιμοποιείται ως πρώτη ύλη για την παραγωγή χυτοσιδήρου, στερεάς πηγής υδρόθειου.
Η ένωση σιδήρου (III) Fe 2 S 3 δεν είναι γνωστή (δεν λαμβάνεται).
Εξισώσεις των πιο σημαντικών αντιδράσεων:
Παραλαβή:
Fe + S = FeS(600 °C)
Fe 2 O 3 + H 2 + 2H 2 S = 9 FeS+ 3H 2 O (700-1000 °C)
FeCl2 + 2NH4 HS (g) = FeS↓ + 2NH 4 Cl + H 2 S
Δισουλφίδιο σιδήρου FeS 2.Δυαδική σύνδεση. Έχει ιοντική δομή Fe 2+ (–S – S–) 2‑ . Σκούρο κίτρινο, θερμικά σταθερό, αποσυντίθεται όταν θερμαίνεται. Αδιάλυτο στο νερό, δεν αντιδρά με αραιά οξέα και αλκάλια. Αποσυντίθεται με οξειδωτικά οξέα και πυροδοτείται στον αέρα. Χρησιμοποιείται ως πρώτη ύλη στην παραγωγή χυτοσιδήρου, θείου και θειικού οξέος και ως καταλύτης στην οργανική σύνθεση. Μεταλλεύματα που βρίσκονται στη φύση σιδηροπυρίτηςΚαι Μαρκασίτης.
Εξισώσεις των πιο σημαντικών αντιδράσεων:
FeS 2 = FeS + S (πάνω από 1170 °C, κενό)
2FeS 2 + 14H 2 SO 4 (συμπ., οριζόντια) = Fe 2 (SO 4) 3 + 15SO 2 + 14H 2 O
FeS 2 + 18HNO 3 (συμπ.) = Fe(NO 3) 3 + 2H 2 SO 4 + 15NO 2 + 7H 2 O
4FeS 2 + 11O 2 (αέρας) = 8SO 2 + 2Fe 2 O 3 (800 °C, ψήσιμο)
Υδροθειούχο αμμώνιο NH 4 HS.Ένα όξινο άλας χωρίς οξυγόνο. Λευκό, λιώνει υπό υπερβολική πίεση. Πολύ πτητικό, θερμικά ασταθές. Οξειδώνεται στον αέρα. Είναι πολύ διαλυτό στο νερό, υδρολύεται στο κατιόν και το ανιόν (κυριαρχεί), δημιουργεί ένα αλκαλικό περιβάλλον. Το διάλυμα γίνεται κίτρινο στον αέρα. Αποσυντίθεται με οξέα και προσθέτει θείο σε κορεσμένο διάλυμα. Δεν εξουδετερώνεται από αλκάλια, το μέσο άλας (NH 4) 2 S δεν υπάρχει σε διάλυμα (για τις συνθήκες λήψης του μέσου άλατος, βλέπε ενότητα «H 2 S»). Χρησιμοποιείται ως συστατικό των φωτογραφικών προγραμματιστών, ως αναλυτικό αντιδραστήριο (σουλφιδικός κατακρημνιστής).
Εξισώσεις των πιο σημαντικών αντιδράσεων:
NH 4 HS = NH 3 + H 2 S (πάνω από 20 °C)
NH 4 HS + HCl (αραιωμένο) = NH 4 Cl + H 2 S
NH 4 HS + 3HNO 3 (συμπ.) = S↓ + 2NO 2 + NH 4 NO 3 + 2H 2 O
2NH 4 HS (κορεσμένο H 2 S) + 2CuSO 4 = (NH 4) 2 SO 4 + H 2 SO 4 + 2CuS↓
Παραλαβή: κορεσμός πυκνού διαλύματος NH 3 με υδρόθειο:
NH 3 H 2 O (συμπ.) + H 2 S (g) = NH 4 HS+ H 2 O
Στην αναλυτική χημεία, ένα διάλυμα που περιέχει ίσες ποσότητες NH 4 HS και NH 3 H 2 O θεωρείται συμβατικά ως διάλυμα (NH 4) 2 S και ο τύπος του μέσου άλατος χρησιμοποιείται για τη σύνταξη των εξισώσεων αντίδρασης, αν και το θειούχο αμμώνιο είναι υδρολύεται πλήρως σε νερό σε NH 4 HS και NH 3H2O.
Διοξείδιο του θείου. Θειώδη
Διοξείδιο του θείου SO2.Όξινο οξείδιο. Άχρωμο αέριο με πικάντικη οσμή. Το μόριο έχει τη δομή ενός ατελούς τριγώνου [: S(O) 2 ] (sp 2 - υβριδισμός), περιέχει σ, π δεσμούς S=O. Εύκολα υγροποιείται, θερμικά σταθερό. Πολύ διαλυτό στο νερό (~40 l/1 l H 2 O στους 20 °C). Σχηματίζει ένα πολυένυδρο με τις ιδιότητες ενός ασθενούς οξέος προϊόντα διάστασης είναι τα ιόντα HSO 3 - και SO 3 2 -. Το ιόν HSO 3 έχει δύο ταυτομερείς μορφές - συμμετρικός(μη όξινη) με τετραεδρική δομή (υβριδισμός sp 3), η οποία κυριαρχεί στο μείγμα, και ασύμμετρη(όξινο) με τη δομή ενός ατελούς τετραέδρου [: S(O) 2 (OH)] (υβριδισμός sp 3). Το ιόν SO 3 2 είναι επίσης τετραεδρικό [: S(O) 3 ].
Αντιδρά με αλκάλια, ένυδρη αμμωνία. Ένας τυπικός αναγωγικός παράγοντας, ασθενής οξειδωτικός παράγοντας.
Ποιοτική αντίδραση– αποχρωματισμός του κιτρινοκαφέ «ιωδόνερο». Ενδιάμεσο προϊόν στην παραγωγή θειωδών και θειικού οξέος.
Χρησιμοποιείται για τη λεύκανση μαλλιού, μεταξιού και άχυρου, κονσερβοποίηση και αποθήκευση φρούτων, ως απολυμαντικό, αντιοξειδωτικό και ψυκτικό. Δηλητηριώδης.
Η ένωση της σύνθεσης H 2 SO 3 (θειικό οξύ) είναι άγνωστη (δεν υπάρχει).
Εξισώσεις των πιο σημαντικών αντιδράσεων:
Διαλυτότητα στο νερό και όξινες ιδιότητες:
Παραλαβή: στη βιομηχανία - καύση θείου σε αέρα εμπλουτισμένο με οξυγόνο και, σε μικρότερο βαθμό, ψήσιμο θειούχων μεταλλευμάτων (αέριο που σχετίζεται με SO 2 κατά το ψήσιμο του πυρίτη):
S + O 2 = ΛΟΙΠΟΝ 2(280–360 °C)
4FeS 2 + 11O 2 = 2Fe 2 O 3 + 8 ΛΟΙΠΟΝ 2(800 °C, ψήσιμο)
στο εργαστήριο - μετατόπιση θειωδών με θειικό οξύ:
BaSO 3 (t) + H 2 SO 4 (συγκ.) = BaSO 4 ↓ + SO 2 + H 2 O
Θειώδες νάτριο Na 2 SO 3. Oxosol. Λευκό. Όταν θερμαίνεται στον αέρα, αποσυντίθεται χωρίς να λιώσει και λιώνει υπό υπερβολική πίεση αργού. Όταν είναι υγρό και σε διάλυμα, είναι ευαίσθητο στο ατμοσφαιρικό οξυγόνο. Είναι πολύ διαλυτό στο νερό και υδρολύεται στο ανιόν. Αποσυντίθεται με οξέα. Τυπικός μειωτήρας.
Ποιοτική αντίδρασηστο ιόν SO 3 2 - ο σχηματισμός ενός λευκού ιζήματος θειώδους βαρίου, το οποίο μεταφέρεται σε διάλυμα με ισχυρά οξέα (HCl, HNO 3).
Χρησιμοποιείται ως αντιδραστήριο στην αναλυτική χημεία, ως συστατικό φωτογραφικών διαλυμάτων και ως εξουδετερωτής χλωρίου για τη λεύκανση υφασμάτων.
Εξισώσεις των πιο σημαντικών αντιδράσεων:
Παραλαβή:
Na 2 CO 3 (συμπ.) + SO 2 = Na2SO3+CO2
Θειικό οξύ. Θειικά
Θειικό οξύ H 2 SO 4.Οξοοξύ. Άχρωμο υγρό, πολύ παχύρρευστο (ελαιώδες), πολύ υγροσκοπικό. Το μόριο έχει παραμορφωμένη τετραεδρική δομή (υβριδισμός sp 3), περιέχει ομοιοπολικούς σ-δεσμούς S – OH και σπ-δεσμούς S=O. Το ιόν SO 4 2 έχει μια κανονική τετραεδρική δομή. Έχει μεγάλο εύρος θερμοκρασίας υγρής κατάστασης (~300 μοίρες). Αποσυντίθεται μερικώς όταν θερμαίνεται πάνω από 296 °C. Αποστάζεται με τη μορφή αζεοτροπικού μείγματος με νερό (κλάσμα μάζας οξέος 98,3%, σημείο βρασμού 296–340 °C) και με ισχυρότερη θέρμανση αποσυντίθεται πλήρως. Αναμιγνύεται απεριόριστα με νερό (με ισχυρό εξω-αποτέλεσμα). Ισχυρό οξύ σε διάλυμα, εξουδετερωμένο από αλκάλια και ένυδρη αμμωνία. Μετατρέπει τα μέταλλα σε θειικά (με περίσσεια πυκνού οξέος υπό κανονικές συνθήκες, σχηματίζονται διαλυτά υδροθειικά), αλλά τα μέταλλα Be, Bi, Co, Fe, Mg και Nb παθητικοποιούνται σε πυκνό οξύ και δεν αντιδρούν με αυτό. Αντιδρά με βασικά οξείδια και υδροξείδια, αποσυνθέτει άλατα ασθενών οξέων. Ασθενής οξειδωτικός παράγοντας σε αραιό διάλυμα (λόγω Η Ι), ισχυρός οξειδωτικός παράγοντας σε συμπυκνωμένο διάλυμα (λόγω S VI). Διαλύει καλά το SO 3 και αντιδρά μαζί του (σχηματίζεται ένα βαρύ ελαιώδες υγρό - έλαιο,περιέχει H 2 S 2 O 7).
Ποιοτική αντίδρασηστο ιόν SO 4 2 - καθίζηση λευκού θειικού βαρίου BaSO 4 (το ίζημα δεν μεταφέρεται στο διάλυμα από υδροχλωρικά και νιτρικά οξέα, σε αντίθεση με το λευκό ίζημα BaSO 3).
Χρησιμοποιείται στην παραγωγή θειικών αλάτων και άλλων ενώσεων θείου, ορυκτών λιπασμάτων, εκρηκτικών, βαφών και φάρμακα, στην οργανική σύνθεση, για το «άνοιγμα» (το πρώτο στάδιο επεξεργασίας) βιομηχανικά σημαντικών μεταλλευμάτων και ορυκτών, κατά τον καθαρισμό πετρελαιοειδών, την ηλεκτρόλυση του νερού, ως ηλεκτρολύτη για μπαταρίες μολύβδου. Δηλητηριώδες, προκαλεί δερματικά εγκαύματα. Εξισώσεις των πιο σημαντικών αντιδράσεων:
Παραλαβή V βιομηχανία:
α) σύνθεση SO 2 από θειούχα, θειούχα μεταλλεύματα, υδρόθειο και θειικά μεταλλεύματα:
S + O 2 (αέρας) = ΛΟΙΠΟΝ 2(280–360 °C)
4FeS 2 + 11O 2 (αέρας) = 8 ΛΟΙΠΟΝ 2+ 2Fe 2 O 3 (800 °C, ψήσιμο)
2H 2 S + 3O 2 (g) = 2 ΛΟΙΠΟΝ 2+ 2H 2 O (250–300 °C)
CaSO 4 + C (κοκ) = CaO + ΛΟΙΠΟΝ 2+ CO (1300–1500 °C)
β) μετατροπή SO 2 σε SO 3 σε συσκευή επαφής:
γ) σύνθεση πυκνού και άνυδρου θειικού οξέος:
H 2 O (dil. H 2 SO 4) + SO 3 = H2SO4(συμπ., άνυδρο)
(Απορρόφηση SO 3 καθαρό νερόμε την παραγωγή H 2 SO 4 δεν πραγματοποιείται λόγω της ισχυρής θέρμανσης του μείγματος και της αντίστροφης αποσύνθεσης του H 2 SO 4, βλέπε παραπάνω).
δ) σύνθεση έλαιο– μείγμα ανύδρου H 2 SO 4, δισουλφουρικού οξέος H 2 S 2 O 7 και περίσσειας SO 3. Το διαλυμένο SO 3 εγγυάται την ανυδάτωση του ελαίου (όταν εισέρχεται νερό, σχηματίζεται αμέσως H 2 SO 4), γεγονός που επιτρέπει την ασφαλή μεταφορά του σε χαλύβδινες δεξαμενές.
Θειικό νάτριο Na 2 SO 4. Oxosol. Λευκό, υγροσκοπικό. Λιώνει και βράζει χωρίς αποσύνθεση. Σχηματίζει κρυσταλλικό ένυδρο (ορυκτό mirabilite),χάνει εύκολα νερό. τεχνική ονομασία αλάτι του Γκλάουμπερ.Είναι πολύ διαλυτό στο νερό και δεν υδρολύεται. Αντιδρά με H 2 SO 4 (συμπ.), SO 3 . Ανάγεται με υδρογόνο και κοκ όταν θερμαίνεται. Εισέρχεται σε αντιδράσεις ανταλλαγής ιόντων.
Χρησιμοποιείται στην παραγωγή γυαλιού, κυτταρίνης και ορυκτών χρωμάτων, ως φάρμακο. Περιέχεται στην άλμη των λιμνών αλατιού, ιδιαίτερα στον κόλπο Kara-Bogaz-Gol της Κασπίας Θάλασσας.
Εξισώσεις των πιο σημαντικών αντιδράσεων:
Όξινο θειικό κάλιο KHSO 4.Όξινο άλας οξο. Λευκό, υγροσκοπικό, αλλά δεν σχηματίζει κρυσταλλικούς υδρίτες. Όταν θερμαίνεται, λιώνει και αποσυντίθεται. Είναι πολύ διαλυτό στο νερό, το ανιόν υφίσταται διάσταση στο διάλυμα. Εξουδετερώνεται από αλκάλια.
Χρησιμοποιείται ως συστατικό ροών στη μεταλλουργία, αναπόσπαστο μέρος των ορυκτών λιπασμάτων.
Εξισώσεις των πιο σημαντικών αντιδράσεων:
2KHSO 4 = K 2 SO 4 + H 2 SO 4 (έως 240 °C)
2KHSO 4 = K 2 S 2 O 7 + H 2 O (320–340 °C)
KHSO 4 (αραιωμένο) + KOH (συμπ.) = K 2 SO 4 + H 2 O KHSO 4 + KCl = K 2 SO 4 + HCl (450–700 °C)
6KHSO 4 + M 2 O 3 = 2KM(SO 4) 2 + 2K 2 SO 4 + 3H 2 O (350–500 °C, M = Al, Cr)
Παραλαβή: επεξεργασία θειικού καλίου με πυκνό (πάνω από 60%) θειικό οξύ στο κρύο:
K 2 SO 4 + H 2 SO 4 (συμπ.) = 2 KHSO 4
Θειικό ασβέστιο CaSO 4. Oxosol. Λευκό, πολύ υγροσκοπικό, πυρίμαχο, αποσυντίθεται όταν θερμαίνεται. Το φυσικό CaSO 4 εμφανίζεται ως ένα πολύ κοινό ορυκτό γύψος CaSO 4 2H 2 O. Στους 130 °C, ο γύψος χάνει μέρος του νερού και μετατρέπεται σε καμένος (σοβάς) γύψος 2CaSO 4 H 2 O (τεχνική ονομασία αλαβάστρο).Ο πλήρως αφυδατωμένος (200 °C) γύψος αντιστοιχεί στο ορυκτό ανυδρίτης CaSO4. Ελαφρώς διαλυτό στο νερό (0,206 g/100 g H 2 O στους 20 °C), η διαλυτότητα μειώνεται όταν θερμαίνεται. Αντιδρά με H 2 SO 4 (συμπ.). Αποκαταστάθηκε με οπτάνθρακα κατά τη σύντηξη. Προσδιορίζει το μεγαλύτερο μέρος της «μόνιμης» σκληρότητας του γλυκού νερού (βλ. 9.2 για λεπτομέρειες).
Εξισώσεις των πιο σημαντικών αντιδράσεων: 100–128 °C
Χρησιμοποιείται ως πρώτη ύλη στην παραγωγή SO 2, H 2 SO 4 και (NH 4) 2 SO 4, ως ροή στη μεταλλουργία και ως πληρωτικό χαρτιού. Ένα συνδετικό κονίαμα από καμένο γύψο «πήζει» πιο γρήγορα από ένα μείγμα με βάση το Ca(OH) 2 . Η σκλήρυνση εξασφαλίζεται με το δέσιμο του νερού, το σχηματισμό γύψου σε μορφή πέτρινης μάζας. Ο καμένος γύψος χρησιμοποιείται για την κατασκευή γύψινων εκμαγείων, αρχιτεκτονικών και διακοσμητικών μορφών και προϊόντων, διαχωριστικών πλακών και πλαισίων και πέτρινων δαπέδων.
Θειικό αργίλιο-κάλιο KAl(SO 4) 2.Διπλό οξό αλάτι. Λευκό, υγροσκοπικό. Αποσυντίθεται όταν θερμαίνεται έντονα. Σχηματίζει κρυσταλλική ένυδρη - στυπτηρία καλίου.Μέτρια διαλυτό στο νερό, υδρολύεται με κατιόν αλουμινίου. Αντιδρά με αλκάλια, ένυδρη αμμωνία.
Χρησιμοποιείται ως μαλακτικό για τη βαφή υφασμάτων, ως παράγοντας μαυρίσματος δέρματος, ως πηκτικό για τον καθαρισμό του γλυκού νερού, ως συστατικό συνθέσεων για το κολλάρισμα του χαρτιού και ως εξωτερικός αιμοστατικός παράγοντας στην ιατρική και την κοσμετολογία. Σχηματίζεται από την κοινή κρυστάλλωση θειικών αλουμινίου και καλίου.
Εξισώσεις των πιο σημαντικών αντιδράσεων:
Θειικό χρώμιο(III) - κάλιο KCr(SO 4) 2.Διπλό οξό αλάτι. Κόκκινο (σκούρο μωβ ένυδρη, τεχνική ονομασία στυπτηρία χρωμίου-καλίου).Όταν θερμαίνεται, αποσυντίθεται χωρίς να λιώσει. Είναι πολύ διαλυτό στο νερό (το γκρι-μπλε χρώμα του διαλύματος αντιστοιχεί στο υδάτινο σύμπλεγμα 3+), υδρολύεται στο κατιόν του χρωμίου(III). Αντιδρά με αλκάλια, ένυδρη αμμωνία. Ασθενής οξειδωτικός και αναγωγικός παράγοντας. Εισέρχεται σε αντιδράσεις ανταλλαγής ιόντων.
Ποιοτικές αντιδράσειςστο ιόν Cr 3+ – αναγωγή σε Cr 2+ ή οξείδωση σε κίτρινο CrO 4 2‑.
Χρησιμοποιείται ως δερμάτινο μαυριστικό, ως μέσο για τη βαφή υφασμάτων και ως αντιδραστήριο στη φωτογραφία. Σχηματίζεται από την κοινή κρυστάλλωση χρωμίου (III) και θειικού καλίου. Εξισώσεις των πιο σημαντικών αντιδράσεων:
Θειικό μαγγάνιο (II) MnSO 4 . Oxosol. Λευκό, λιώνει και αποσυντίθεται όταν θερμαίνεται. Κρυσταλλικό ένυδρο MnSO 4 5H 2 O – κόκκινο-ροζ, τεχνική ονομασία θειικό μαγγάνιο.Είναι πολύ διαλυτό στο νερό, το ανοιχτό ροζ (σχεδόν άχρωμο) χρώμα του διαλύματος αντιστοιχεί στο aquacomplex 2+. υδρολύεται στο κατιόν. Αντιδρά με αλκάλια, ένυδρη αμμωνία. Ασθενής αναγωγικός παράγοντας, αντιδρά με τυπικά (ισχυρά) οξειδωτικά μέσα.
Ποιοτικές αντιδράσειςστο ιόν Mn 2+ – μεταγωγή με το ιόν MnO 4 και εξαφάνιση του ιώδους χρώματος του τελευταίου, οξείδωση του Mn 2+ σε MnO 4 και εμφάνιση ιώδους χρώματος.
Χρησιμοποιείται για την παραγωγή Mn, MnO 2 και άλλων ενώσεων μαγγανίου, ως μικρολίπασμα και αναλυτικό αντιδραστήριο.
Εξισώσεις των πιο σημαντικών αντιδράσεων:
Παραλαβή:
2MnO 2 + 2H 2 SO 4 (συμπ.) = 2 MnSO4+ O 2 + 2H 2 O (100 °C)
Θειικός σίδηρος (II) FeSO 4 . Oxosol. Λευκό (ανοιχτό πράσινο ένυδρο, τεχνική ονομασία θειικός σίδηρος),υγροσκοπικός. Αποσυντίθεται όταν θερμαίνεται. Είναι πολύ διαλυτό στο νερό και υδρολύεται ελαφρά από το κατιόν. Οξειδώνεται γρήγορα σε διάλυμα από το ατμοσφαιρικό οξυγόνο (το διάλυμα κιτρινίζει και γίνεται θολό). Αντιδρά με οξειδωτικά οξέα, αλκάλια και ένυδρη αμμωνία. Τυπικός μειωτήρας.
Χρησιμοποιείται ως συστατικό ορυκτών χρωμάτων, ηλεκτρολυτών στην επιμετάλλωση, συντηρητικό ξύλου, μυκητοκτόνο και φάρμακο κατά της αναιμίας. Στο εργαστήριο λαμβάνεται συχνά με τη μορφή διπλού άλατος Fe(NH 4) 2 (SO 4) 2 6H 2 O ( αλάτι του Mohr),πιο ανθεκτικό στον αέρα.
Εξισώσεις των πιο σημαντικών αντιδράσεων:
Παραλαβή:
Fe + H 2 SO 4 (αραιωμένο) = FeSO4+Η2
FeCO 3 + H 2 SO 4 (αραιωμένο) = FeSO4+ CO 2 + H 2 O
7.4. Ομάδα VA από μη μέταλλα
Αζωτο. Αμμωνία
Αζωτο– στοιχείο της 2ης περιόδου και ομάδα VA του Περιοδικού συστήματος, αύξων αριθμός 7. Ηλεκτρονικός τύπος του ατόμου [ 2 He]2s 2 2p 3, χαρακτηριστικές καταστάσεις οξείδωσης 0, ‑III, +III και +V, σπανιότερα +II , +IV κ.λπ. η κατάσταση N v θεωρείται σχετικά σταθερή.
Η κλίμακα οξείδωσης του αζώτου δηλώνει:
Το άζωτο έχει υψηλή ηλεκτραρνητικότητα (3,07), τρίτο μετά τα F και O. Παρουσιάζει τυπικές μη μεταλλικές (όξινες) ιδιότητες. Σχηματίζει διάφορα οξέα, άλατα και δυαδικές ενώσεις που περιέχουν οξυγόνο, καθώς και το κατιόν αμμωνίου NH 4 + και τα άλατά του.
Στη φύση - δέκατος έβδομοςκατά στοιχείο χημικής αφθονίας (ένατο μεταξύ των μη μετάλλων). Ένα ζωτικό στοιχείο για όλους τους οργανισμούς.
Άζωτο N 2.Απλή ουσία. Αποτελείται από μη πολικά μόρια με πολύ σταθερό δεσμό σππ N ≡ N, αυτό εξηγεί τη χημική αδράνεια του αζώτου υπό κανονικές συνθήκες. Άχρωμο, άγευστο και άοσμο αέριο που συμπυκνώνεται σε άχρωμο υγρό (σε αντίθεση με το Ο2).
Κύριο συστατικό του αέρα: 78,09% κατ' όγκο, 75,52% κατά μάζα. Το άζωτο βράζει μακριά από τον υγρό αέρα πριν από το οξυγόνο O2. Ελαφρώς διαλυτό στο νερό (15,4 ml/1 l H 2 O στους 20 ° C), η διαλυτότητα του αζώτου είναι μικρότερη από αυτή του οξυγόνου.
Σε θερμοκρασία δωματίου, το N2 αντιδρά μόνο με το λίθιο (σε υγρή ατμόσφαιρα), σχηματίζοντας νιτρίδιο λιθίου Li3N συντίθενται νιτρίδια άλλων στοιχείων με ισχυρή θέρμανση:
N 2 + 3Mg = Mg 3 N 2 (800 °C)
Σε μια ηλεκτρική εκκένωση, το N2 αντιδρά με το φθόριο και, σε πολύ μικρό βαθμό, με το οξυγόνο:
Αναστρέψιμη αντίδρασηΗ παραγωγή αμμωνίας γίνεται στους 500 °C, υπό πίεση έως 350 atm και πάντα παρουσία καταλύτη (Fe/F 2 O 3 /FeO, στο εργαστήριο Pt):
Σύμφωνα με την αρχή του Le Chatelier, μια αύξηση στην απόδοση αμμωνίας θα πρέπει να συμβαίνει με την αύξηση της πίεσης και τη μείωση της θερμοκρασίας. Ωστόσο, ο ρυθμός αντίδρασης σε χαμηλές θερμοκρασίες είναι πολύ χαμηλός, επομένως η διαδικασία πραγματοποιείται στους 450–500 °C, επιτυγχάνοντας απόδοση αμμωνίας 15%. Τα N 2 και Η 2 που δεν αντέδρασαν επιστρέφουν στον αντιδραστήρα και έτσι αυξάνουν τον βαθμό της αντίδρασης.
Το άζωτο είναι χημικά παθητικό σε σχέση με οξέα και αλκάλια και δεν υποστηρίζει την καύση.
Παραλαβή V βιομηχανία– κλασματική απόσταξη υγρού αέρα ή αφαίρεση οξυγόνου από τον αέρα με χημικά μέσα, για παράδειγμα, με την αντίδραση 2C (οπτάνθρακας) + O 2 = 2CO όταν θερμαίνεται. Σε αυτές τις περιπτώσεις λαμβάνεται άζωτο, το οποίο περιέχει και προσμίξεις ευγενών αερίων (κυρίως αργό).
ΣΕ εργαστήριαμικρές ποσότητες χημικά καθαρού αζώτου μπορούν να ληφθούν με την αντίδραση εναλλαγής με μέτρια θέρμανση:
N ‑III H 4 N III O 2(t) = N 2 0 + 2H 2 O (60–70 °C)
NH 4 Cl (p) + KNO 2 (p) = N 2 0 + KCl + 2H 2 O (100 °C)
Χρησιμοποιείται για τη σύνθεση αμμωνίας, νιτρικό οξύκαι άλλα προϊόντα που περιέχουν άζωτο, ως αδρανές μέσο για χημικές και μεταλλουργικές διεργασίες και αποθήκευση εύφλεκτων ουσιών.
Αμμωνία NH3.Δυαδική ένωση, η κατάσταση οξείδωσης του αζώτου είναι – III. Άχρωμο αέριο με έντονη χαρακτηριστική οσμή. Το μόριο έχει τη δομή ενός ατελούς τετραέδρου [: Ν(Η) 3)] (υβριδισμός sp 3). Η παρουσία ενός ζεύγους ηλεκτρονίων δότη στο sp 3 -υβριδικό τροχιακό αζώτου στο μόριο NH 3 καθορίζει τη χαρακτηριστική αντίδραση προσθήκης ενός κατιόντος υδρογόνου, η οποία έχει ως αποτέλεσμα το σχηματισμό ενός κατιόντος αμμώνιο NH4+. Υγροποιείται υπό υπερβολική πίεση σε θερμοκρασία δωματίου. Στην υγρή κατάσταση, συνδέεται μέσω δεσμών υδρογόνου. Θερμικά ασταθής. Πολύ διαλυτό στο νερό (πάνω από 700 l/1 l H 2 O στους 20 °C). η αναλογία στο κορεσμένο διάλυμα είναι = 34% κατά μάζα και = 99% κατ' όγκο, pH = 11,8.
Πολύ αντιδραστικό, επιρρεπές σε αντιδράσεις προσθήκης. Το Cr αντιδρά σε οξυγόνο, αντιδρά με οξέα. Παρουσιάζει αναγωγικές (λόγω N‑III) και οξειδωτικές (λόγω H I) ιδιότητες. Ξηραίνεται μόνο με οξείδιο του ασβεστίου.
Ποιοτικές αντιδράσεις– σχηματισμός λευκού «καπνού» κατά την επαφή με αέριο HCl, μαύρισμα κομματιού χαρτιού βρεγμένου με διάλυμα Hg 2 (NO 3) 2.
Ενδιάμεσο προϊόν στη σύνθεση ΗΝΟ 3 και αλάτων αμμωνίου. Χρησιμοποιείται στην παραγωγή σόδας, αζωτούχων λιπασμάτων, βαφών, εκρηκτικών. Η υγρή αμμωνία είναι ψυκτικό μέσο. Δηλητηριώδης.
Εξισώσεις των πιο σημαντικών αντιδράσεων:
Παραλαβή: V εργαστήρια– εκτόπιση αμμωνίας από άλατα αμμωνίου όταν θερμαίνεται με ανθρακικό νάτριο (NaOH + CaO):
ή βράζοντας ένα υδατικό διάλυμα αμμωνίας και στη συνέχεια ξήρανση του αερίου.
ΣΕ βιομηχανίαη αμμωνία συντίθεται από άζωτο (βλ.) με υδρογόνο. Παράγεται από τη βιομηχανία είτε σε υγροποιημένη μορφή είτε σε μορφή συμπυκνωμένου υδατικού διαλύματος με την τεχνική ονομασία αμμωνιακό νερό.
Ένυδρη αμμωνία NH 3 H 2 O.Διαμοριακή σύνδεση. Λευκό, στο κρυσταλλικό πλέγμα - μόρια NH 3 και H 2 O, συνδεδεμένα με έναν ασθενή δεσμό υδρογόνου H 3 N ... HON. Υπάρχει σε ένα υδατικό διάλυμα αμμωνίας, μια αδύναμη βάση (προϊόντα διάστασης - κατιόν NH 4 και OH - ανιόν). Το κατιόν αμμωνίου έχει κανονική τετραεδρική δομή (υβριδισμός sp 3). Θερμικά ασταθές, αποσυντίθεται πλήρως όταν το διάλυμα βράσει. Εξουδετερώνεται από ισχυρά οξέα. Εμφανίζει αναγωγικές ιδιότητες (λόγω του N III) σε συμπυκνωμένο διάλυμα. Εισέρχεται σε αντιδράσεις ανταλλαγής ιόντων και συμπλοκοποίησης.
Ποιοτική αντίδραση– σχηματισμός λευκού «καπνού» κατά την επαφή με αέριο HCl.
Χρησιμοποιείται για τη δημιουργία ενός ελαφρώς αλκαλικού περιβάλλοντος σε διάλυμα κατά την καθίζηση αμφοτερικών υδροξειδίων.
Ένα διάλυμα αμμωνίας 1Μ περιέχει κυρίως ένυδρο NH 3 H 2 O και μόνο 0,4% ιόντα NH 4 + και OH - (λόγω διάστασης ένυδρου). Έτσι, το ιοντικό «υδροξείδιο του αμμωνίου NH 4 OH» πρακτικά δεν περιέχεται στο διάλυμα και δεν υπάρχει τέτοια ένωση στο στερεό ένυδρο. Εξισώσεις των πιο σημαντικών αντιδράσεων:
NH 3 H 2 O (συμπ.) = NH 3 + H 2 O (βρασμός με NaOH)
NH 3 H 2 O + HCl (αραιωμένο) = NH 4 Cl + H 2 O
3(NH 3 H 2 O) (συγκ.) + CrCl 3 = Cr(OH) 3 ↓ + 3NH 4 Cl
8(NH 3 H 2 O) (συγκ.) + ZBr 2 (p) = N 2 + 6NH 4 Br + 8H 2 O (40–50 °C)
2(NH 3 H 2 O) (συμπ.) + 2KMnO 4 = N 2 + 2MnO 2 ↓ + 4H 2 O + 2KOH
4(NH3H2O) (συγκ.) + Ag2O= 2ΟΗ + 3Η2Ο
4(NH 3 H 2 O) (συγκ.) + Cu(OH) 2 + (OH) 2 + 4H 2 O
6(NH 3 H 2 O) (συγκ.) + NiCl 2 = Cl 2 + 6H 2 O
Συχνά ονομάζεται αραιό διάλυμα αμμωνίας (3–10%) αμμωνία(το όνομα επινοήθηκε από αλχημιστές) και το συμπυκνωμένο διάλυμα (18,5–25%) - αμμωνιακό νερό(παράγεται από τη βιομηχανία).
Σχετικές πληροφορίες.
Οξυγόνο μετο πιο κοινό στοιχείο στο φλοιό της γης. Το μόριο οξυγόνου είναι διατομικό (O 2). Μια απλή ουσία - το μοριακό οξυγόνο - είναι ένα άχρωμο και άοσμο αέριο, ελάχιστα διαλυτό στο νερό. Η ατμόσφαιρα της Γης περιέχει 21% (κατ' όγκο) οξυγόνο. Στις φυσικές ενώσεις, το οξυγόνο εμφανίζεται με τη μορφή οξειδίων (H 2 O, SiO 2) και αλάτων οξοξέων. Μία από τις πιο σημαντικές φυσικές ενώσεις οξυγόνου είναι το νερό ή το οξείδιο του υδρογόνου H2O.
Εκτός από τα οξείδια, το οξυγόνο είναι ικανό να σχηματίζει υπεροξείδια - ουσίες που περιέχουν την ακόλουθη ομάδα ατόμων: –O–O–. Ένα από τα πιο σημαντικά υπεροξείδια είναι το υπεροξείδιο του υδρογόνου H 2 O 2 (H–O–O–H). Στα υπεροξείδια, τα άτομα οξυγόνου έχουν μια ενδιάμεση κατάσταση οξείδωσης μείον 1, επομένως αυτές οι ενώσεις μπορούν να είναι τόσο οξειδωτικοί όσο και αναγωγικοί παράγοντες:
Από τις τιμές των τυπικών δυναμικών ηλεκτροδίων προκύπτει ότι τα οξείδια
Οι θερμικές ιδιότητες του H2O2 είναι πιο έντονες σε ένα όξινο περιβάλλον και οι αναγωγικές ιδιότητες είναι πιο έντονες σε ένα αλκαλικό περιβάλλον. Για παράδειγμα, το υπεροξείδιο του υδρογόνου σε όξινο περιβάλλον είναι ικανό να οξειδώσει εκείνες τις ουσίες των οποίων το τυπικό δυναμικό του ηλεκτροχημικού συστήματος δεν υπερβαίνει το +1,776 V και να μειώσει μόνο εκείνες των οποίων το δυναμικό είναι μεγαλύτερο από +0,682 V.
Μια αλλοτροπική τροποποίηση του οξυγόνου είναι το όζον (Ο3), ένα αέριο με συγκεκριμένη οσμή. Το όζον παράγεται από τη δράση «ήσυχων» ηλεκτρικών εκκενώσεων στο οξυγόνο σε ειδικές συσκευές - οζονιστές. Η αντίδραση μετατροπής του οξυγόνου σε όζον απαιτεί ενέργεια:
3O2 ↔ 2O3 – 285 kJ.
Η αντίστροφη διαδικασία - αποσύνθεση του όζοντος - συμβαίνει αυθόρμητα.
Το όζον είναι ένας από τους ισχυρότερους οξειδωτικούς παράγοντες. από άποψη οξειδωτικής δράσης είναι δεύτερο μόνο μετά το φθόριο.
Σε υψηλές θερμοκρασίες, το θείο αντιδρά με το υδρογόνο για να σχηματιστεί υδρόθειοΤο (H2S) είναι ένα άχρωμο αέριο με χαρακτηριστική οσμή πρωτεΐνης που σαπίζει. Δεδομένου ότι αυτή η αντίδραση είναι αναστρέψιμη, στην πράξη το υδρόθειο παράγεται συνήθως από τη δράση αραιών οξέων σε θειούχα μετάλλων:
FeS + 2 HCl → H2S + FeCl2.
Το υδρόθειο είναι ένας ισχυρός αναγωγικός παράγοντας. Όταν αναφλέγεται στον αέρα, καίγεται με μια μπλε φλόγα:
2 H2S + 3 O2 → 2 SO2 + 2 H2O (σε περίσσεια οξυγόνου).
Επομένως, ένα μείγμα υδρόθειου με αέρα είναι εκρηκτικό. Όταν υπάρχει έλλειψη οξυγόνου, το υδρόθειο οξειδώνεται μόνο σε ελεύθερο θείο:
2 H2S + O2 → 2 S + 2 H2O.
Το υδρόθειο είναι πολύ δηλητηριώδες και μπορεί να προκαλέσει σοβαρή δηλητηρίαση.
Ένα διάλυμα υδρόθειου σε νερό έχει τις ιδιότητες ενός ασθενούς διβασικού οξέος (K1 = 6×10–8, K2 = 1×10–14). Μέτρια άλατα υδροσουλφιδικού οξέος - σουλφίδια - μπορούν να ληφθούν με άμεση αλληλεπίδραση μετάλλων με θείο. Ελαφρώς διαλυτά σουλφίδια μπορούν να ληφθούν με αντίδραση υδρόθειου με διαλύματα αλάτων των αντίστοιχων μετάλλων:
CuSO4 + H2S CuS+ H2SO4 .
Οξείδιο του θείου(IV) σχηματίζεται όταν καίγεται θείο στον αέρα:
S + O2 → SO2.
Στη βιομηχανία, το SO2 λαμβάνεται με ψήσιμο μετάλλων σουλφιδίων και πολυσουλφιδίων, καθώς και με θερμική αποσύνθεση θειικών αλάτων (ιδίως CaSO4):
Το διοξείδιο του θείου είναι ένα άχρωμο αέριο με οσμή καμένου θείου. Το SO2 διαλύεται καλά στο νερό, σχηματίζοντας θειικό οξύ:
Θειώδες οξύ– ασθενές διβασικό οξύ (Κ1=1,6×10–2, Κ2=6×10–8). Το H2SO3 και τα άλατά του είναι καλοί αναγωγικοί παράγοντες και οξειδώνονται σε θειικό οξύ ή θειικά άλατα:
Σε υψηλές θερμοκρασίες παρουσία καταλύτη (V2O5, κράματα με βάση την πλατίνα), το διοξείδιο του θείου οξειδώνεται από το οξυγόνο σε τριοξείδιο:
Το οξείδιο του θείου (VI) είναι ανυδρίτης θειικού οξέος:
Στην αέρια κατάσταση, το οξείδιο του θείου (VI) αποτελείται από μόρια SO3 διατεταγμένα σε σχήμα κανονικού τριγώνου. Όταν οι ατμοί SO3 συμπυκνώνονται, σχηματίζεται ένα πτητικό υγρό (σημείο βρασμού = +44,8 °C), που αποτελείται κυρίως από τριμερή κυκλικά μόρια. Όταν ψύχεται στους +16,8 °C, στερεοποιείται και σχηματίζεται η λεγόμενη τροποποίηση που μοιάζει με πάγο SO3. Κατά την αποθήκευση, μετατρέπεται σταδιακά σε αμίαντο-όπως τροποποίηση του SO3, που αποτελείται από μόρια πολυμερούς.
Το πυκνό θειικό οξύ, ιδιαίτερα ζεστό, είναι ένας ισχυρός οξειδωτικός παράγοντας. Οξειδώνει τα ιόντα βρωμιδίου και ιωδίου σε ελεύθερα αλογόνα, τον άνθρακα σε διοξείδιο του άνθρακα και το θείο σε SO2. Όταν αλληλεπιδρά με μέταλλα, το πυκνό θειικό οξύ τα μετατρέπει σε θειικά άλατα, μειώνοντάς τα σε SO2, S ή H2S. Όσο πιο ενεργό είναι το μέταλλο, τόσο πιο βαθιά μειώνεται το οξύ.
Για παράδειγμα, όταν το συμπυκνωμένο θειικό οξύ αντιδρά με τον χαλκό, το SO2 απελευθερώνεται κυρίως. Κατά την αλληλεπίδραση με τον ψευδάργυρο, μπορεί να παρατηρηθεί ταυτόχρονη απελευθέρωση οξειδίου του θείου (IV), ελεύθερου θείου και υδρόθειου:
Το H2SO4 είναι ένα ισχυρό διβασικό οξύ, που διαχωρίζεται στο πρώτο στάδιο
σχεδόν εντελώς? Η διάσταση στο δεύτερο στάδιο συμβαίνει σε μικρότερο βαθμό, ωστόσο, σε αραιά υδατικά διαλύματα, το θειικό οξύ διασπάται σχεδόν πλήρως σύμφωνα με το ακόλουθο σχήμα:
H2SO4 → 2 H + + SO4 2-
Τα περισσότερα άλατα θειικού οξέος είναι πολύ διαλυτά στο νερό. Οι πρακτικά αδιάλυτες περιλαμβάνουν BaSO4, SrSO4, PbSO4. ελαφρώς διαλυτό CaSO4. Η ποιοτική αντίδραση στα ιόντα SO4 2– οφείλεται στο σχηματισμό κακώς διαλυτών θειικών αλάτων. Για παράδειγμα, όταν ιόντα βαρίου εισάγονται σε ένα διάλυμα που περιέχει σουλφαθειόντα, κατακρημνίζεται ένα λευκό ίζημα θειικού βαρίου, πρακτικά αδιάλυτο στο νερό και σε αραιά οξέα:
Ba 2+ + SO4 2- → BaSO4↓ .
Το θειικό οξύ χρησιμοποιείται στην παραγωγή ορυκτών λιπασμάτων.
ως ηλεκτρολύτης σε μπαταρίες μολύβδου. για τη λήψη διαφόρων ορυκτών οξέων και αλάτων. στην παραγωγή χημικών ινών, βαφών, καπνού και εκρηκτικών. στις βιομηχανίες πετρελαίου, μεταλλουργίας, κλωστοϋφαντουργίας, δέρματος και άλλων, κ.λπ.
Almurzinova Zavrish Bisembaevna , καθηγητής βιολογίας και χημείας ΜΠΟΥ «Κρατική Φάρμα Βασική γυμνάσιοΠεριοχή Adamovsky, περιοχή Orenburg.
Θέμα - χημεία, βαθμός - 9.
Εκπαιδευτικό συγκρότημα: «Ανόργανη χημεία», συγγραφείς: Γ.Ε. Ρουτζίτης, Φ.Γ. Feldman, Μόσχα, «Διαφωτισμός», 2014.
Επίπεδο εκπαίδευσης – βασικό.
Θέμα : «Υδρόθειο. Σουλφίδια. Διοξείδιο του θείου. Θειικό οξύ και τα άλατά του». Αριθμός ωρών για το θέμα – 1.
Μάθημα Νο. 4 στο σύστημα μαθημάτων για το θέμα« Οξυγόνο και θείο ».
Στόχος : Με βάση τη γνώση της δομής του υδρόθειου και των οξειδίων του θείου, εξετάστε τις ιδιότητες και την παραγωγή τους, εισαγάγετε τους μαθητές σε μεθόδους αναγνώρισης θειούχων και θειωδών αλάτων.
Καθήκοντα:
1. Εκπαιδευτικό – μελέτη των δομικών χαρακτηριστικών και ιδιοτήτων των ενώσεων θείου (II) Και(IV) εξοικειωθούν με τις ποιοτικές αντιδράσεις σε θειούχα και θειώδη ιόντα.
2. Αναπτυξιακή – να αναπτύξουν τις δεξιότητες των μαθητών στη διεξαγωγή πειραμάτων, την παρατήρηση των αποτελεσμάτων, την ανάλυση και την εξαγωγή συμπερασμάτων.
3. Εκπαιδευτικό – ανάπτυξη ενδιαφέροντος για αυτό που μελετάται, ενσταλάσσοντας δεξιότητες σε σχέση με τη φύση.
Προγραμματισμένα αποτελέσματα : να είναι σε θέση να περιγράψει τις φυσικές και χημικές ιδιότητες του υδρόθειου, του υδρόθειου οξέος και των αλάτων του. γνωρίζουν μεθόδους παραγωγής διοξειδίου του θείου και θειικού οξέος, εξηγούν τις ιδιότητες των ενώσεων του θείου(II) και (IV) βασίζονται σε ιδέες σχετικά με τις διεργασίες οξειδοαναγωγής. έχουν μια ιδέα για την επίδραση του διοξειδίου του θείου στην εμφάνιση όξινης βροχής.
Εξοπλισμός : Στον πίνακα επίδειξης: θείο, θειούχο νάτριο, θειούχο σίδηρο, διάλυμα λακκούβας, διάλυμα θειικού οξέος, διάλυμα νιτρικού μολύβδου, χλώριο σε κύλινδρο κλειστό με πώμα, συσκευή για την παραγωγή υδρόθειου και τη δοκιμή των ιδιοτήτων του, οξείδιο του θείου (VI), οξυγόνο αερίου, ποτήρι 500 ml, κουτάλι για καύση ουσιών.
Πρόοδος μαθήματος :
Οργανωτική στιγμή .
Διεξάγουμε μια συζήτηση σχετικά με την επανάληψη των ιδιοτήτων του θείου:
1) τι εξηγεί την παρουσία πολλών αλλοτροπικών τροποποιήσεων του θείου;
2) τι συμβαίνει με τα μόρια: Α) όταν ψύχεται το θείο με ατμό. Β) στο μακροχρόνια αποθήκευσηπλαστικό θείο, γ) όταν οι κρύσταλλοι καθιζάνουν από διάλυμα θείου σε οργανικούς διαλύτες, για παράδειγμα σε τολουόλιο;
3) σε τι βασίζεται η μέθοδος επίπλευσης για τον καθαρισμό του θείου από ακαθαρσίες, για παράδειγμα; άμμος ποταμού?
Καλούμε δύο μαθητές: 1) σχεδιάστε διαγράμματα μορίων διαφόρων αλλοτροπικών τροποποιήσεων του θείου και μιλήστε για τις φυσικές τους ιδιότητες. 2) να συνθέσετε εξισώσεις αντίδρασης που χαρακτηρίζουν τις ιδιότητες του οξυγόνου και να τις εξετάσετε από την άποψη της οξείδωσης-αναγωγής.
Οι υπόλοιποι μαθητές λύνουν το πρόβλημα: ποια είναι η μάζα του θειούχου ψευδαργύρου που σχηματίζεται κατά την αντίδραση μιας ένωσης ψευδαργύρου με θείο, που λαμβάνεται με ποσότητα ουσίας 2,5 mol;
Μαζί με τους μαθητές διαμορφώνουμε τον στόχο του μαθήματος : εξοικειωθείτε με τις ιδιότητες των θειούχων ενώσεων με καταστάσεις οξείδωσης -2 και +4.
Νέο θέμα : Οι μαθητές ονομάζουν ενώσεις που τους είναι γνωστές στις οποίες το θείο εμφανίζει αυτές τις καταστάσεις οξείδωσης. Χημικοί, ηλεκτρονικοί και δομικοί τύποι υδρόθειου και οξειδίου του θείου (IV), θειικό οξύ.
Πώς μπορείτε να πάρετε το υδρόθειο; Οι μαθητές καταγράφουν την εξίσωση για την αντίδραση του θείου με το υδρογόνο και την εξηγούν από την άποψη της οξείδωσης-αναγωγής. Στη συνέχεια εξετάζεται μια άλλη μέθοδος για την παραγωγή υδρόθειου: η αντίδραση ανταλλαγής οξέων με θειούχα μετάλλων. Ας συγκρίνουμε αυτή τη μέθοδο με μεθόδους παραγωγής υδραλογονιδίων. Σημειώνουμε ότι ο βαθμός οξείδωσης του θείου στις αντιδράσεις ανταλλαγής δεν αλλάζει.
Ποιες ιδιότητες έχει το υδρόθειο; Το διαπιστώνουμε σε συνομιλία φυσικές ιδιότητες, σημειώνουμε τη φυσιολογική επίδραση. Προσδιορίζουμε τις χημικές ιδιότητες πειραματιζόμενοι με την καύση υδρόθειου στον αέρα στο διαφορετικές συνθήκες. Τι μπορεί να σχηματιστεί ως προϊόντα αντίδρασης; Θεωρούμε τις αντιδράσεις από την άποψη της οξείδωσης-αναγωγής:
2 Ν 2 S+3O 2 = 2Η 2 O+2SO 2
2Η 2 S+O 2 =2H 2 O+2S
Εφιστούμε την προσοχή των μαθητών στο γεγονός ότι με την πλήρη καύση, συμβαίνει πιο πλήρης οξείδωση (μικρό -2 - 6 μι - = μικρό +4 ) παρά στη δεύτερη περίπτωση (μικρό -2 - 2 μι - = μικρό 0 ).
Συζητάμε πώς θα πάει η διαδικασία εάν το χλώριο χρησιμοποιηθεί ως οξειδωτικό μέσο. Επιδεικνύουμε την εμπειρία της ανάμειξης αερίων σε δύο κυλίνδρους, το πάνω μέρος των οποίων είναι προγεμισμένο με χλώριο και το κάτω μέρος με υδρόθειο. Το χλώριο αποχρωματίζεται και σχηματίζεται υδροχλώριο. Το θείο κατακάθεται στα τοιχώματα του κυλίνδρου. Μετά από αυτό, εξετάζουμε την ουσία της αντίδρασης αποσύνθεσης του υδρόθειου και οδηγούμε τους μαθητές στο συμπέρασμα σχετικά με την όξινη φύση του υδρόθειου, επιβεβαιώνοντάς την με εμπειρία με τη λακκούβα. Στη συνέχεια πραγματοποιούμε μια ποιοτική αντίδραση στο ιόν σουλφιδίου και συνθέτουμε την εξίσωση αντίδρασης:
Να 2 S+Pb(ΑΡ 3 ) 2 =2NaNO 3 +PbS ↓
Μαζί με τους μαθητές διατυπώνουμε το συμπέρασμα: το υδρόθειο είναι μόνο αναγωγικός παράγοντας στις αντιδράσεις οξειδοαναγωγής, έχει όξινο χαρακτήρα και το διάλυμά του στο νερό είναι οξύ.
μικρό 0 →Σ -2 ; μικρό -2 →Σ 0 ; μικρό 0 →Σ +4 ; μικρό -2 →Σ +4 ; μικρό 0 →Η 2 μικρό -2 → Σ +4 ΓΙΑ 2.
Οδηγούμε τους μαθητές στο συμπέρασμα ότι υπάρχει γενετική σύνδεση μεταξύ των ενώσεων του θείου και ξεκινάμε μια συζήτηση για τις ενώσειςμικρό +4 . Δείχνουμε πειράματα: 1) λήψη οξειδίου του θείου (IV), 2) αποχρωματισμός του διαλύματος φουξίνης, 3) διάλυση οξειδίου του θείου (IV) στο νερό, 4) ανίχνευση οξέος. Συνθέτουμε εξισώσεις αντίδρασης για τα πειράματα που πραγματοποιήθηκαν και αναλύουμε την ουσία των αντιδράσεων:
2SΓΙΑ 2 + ΓΙΑ 2 =2 SΓΙΑ 3 ; μικρόΓΙΑ 2 +2H 2 S=3S+2H 2 ΓΙΑ.
Το θειικό οξύ είναι μια ασταθής ένωση, αποσυντίθεται εύκολα σε οξείδιο του θείου (IV) και το νερό, επομένως υπάρχει μόνο σε υδατικά διαλύματα. Αυτό το οξύ είναι μέτριας ισχύος. Σχηματίζει δύο σειρές αλάτων: τα μεσαία είναι θειώδη (μικρόΓΙΑ 3 -2 ), όξινα – υδροθειώδη (H.S.ΓΙΑ 3 -1 ).
Επιδεικνύουμε εμπειρία: ποιοτικός προσδιορισμός θειωδών, αλληλεπίδραση θειωδών με ισχυρό οξύ, που απελευθερώνει αέριομικρόΓΙΑ 2 πικάντικη μυρωδιά:
ΝΑ 2 μικρόΓΙΑ 3 + Ν 2 μικρόΓΙΑ 4 → Κ 2 μικρόΓΙΑ 4 + Ν 2 Ο +μικρόΓΙΑ 2
Ενοποίηση. Εργαστείτε σε δύο επιλογές για την κατάρτιση σχεδίων εφαρμογής: 1 επιλογή για υδρόθειο, η δεύτερη επιλογή για οξείδιο του θείου (IV)
Αντανάκλαση . Ας συνοψίσουμε το έργο:
Για ποιες διασυνδέσεις μιλήσαμε σήμερα;
Ποιες ιδιότητες παρουσιάζουν οι θειούχες ενώσεις;II) Και (IV).
Ονομάστε τους τομείς εφαρμογής αυτών των ενώσεων
VII. Σχολική εργασία στο σπίτι: §11,12, ασκήσεις 3-5 (σελ.34)