O.S.ZAYTSEV
ΒΙΒΛΙΟ ΧΗΜΕΙΑΣ
ΓΙΑ ΕΚΠΑΙΔΕΥΤΙΚΟΥΣ ΣΧΟΛΕΙΕΣ Δευτεροβάθμιας Εκπαίδευσης,
ΦΟΙΤΗΤΕΣ ΠΑΙΔΑΓΩΓΙΚΩΝ ΠΑΝΕΠΙΣΤΗΜΙΩΝ ΚΑΙ ΜΑΘΗΤΩΝ 9-10 ΤΑΞΕΩΝ,
ΠΟΙΟΙ ΑΠΟΦΑΣΙΣΑΝ ΝΑ ΑΦΟΣΙΩΘΟΥΝ ΣΤΗ ΧΗΜΕΙΑ ΚΑΙ ΤΗ ΦΥΣΙΚΗ ΕΠΙΣΤΗΜΗ
ΕΡΓΑΣΙΑ ΣΧΟΛΙΚΟΥ ΒΙΒΛΙΟΥ ΕΡΓΑΣΤΗΡΙΟ ΠΡΑΚΤΙΚΕΣ ΕΠΙΣΤΗΜΟΝΙΚΕΣ ΙΣΤΟΡΙΕΣ ΓΙΑ ΑΝΑΓΝΩΣΗ
Συνέχιση. Βλέπε Νο. 4–14, 16–28, 30–34, 37–44, 47, 48/2002;
1, 2, 3, 4, 5, 6, 7, 8, 9, 10, 12, 13, 14, 15, 16, 17, 18, 19, 20, 21, 22, 23,
24, 25-26, 27-28, 29, 30, 31, 32, 35, 36, 37, 39, 41, 42, 43, 44 , 46, 47/2003;
1, 2, 3, 4, 5, 7, 11, 13, 14, 16, 17, 20, 22, 24/2004
§ 8.1. Αντιδράσεις οξειδοαναγωγής
ΕΡΓΑΣΤΗΡΙΑΚΗ ΕΡΕΥΝΑ
(συνέχιση)
2. Το όζον είναι οξειδωτικός παράγοντας.
Το όζον είναι η πιο σημαντική ουσία για τη φύση και τον άνθρωπο.
Το όζον δημιουργεί μια οζονόσφαιρα γύρω από τη Γη σε υψόμετρο 10 έως 50 km με μέγιστη περιεκτικότητα σε όζον σε υψόμετρο 20–25 km. Όντας στα ανώτερα στρώματα της ατμόσφαιρας, το όζον δεν επιτρέπει τις περισσότερες από τις υπεριώδεις ακτίνες του Ήλιου, οι οποίες έχουν επιζήμια επίδραση σε ανθρώπους, ζώα και χλωρίδα. ΣΕ τα τελευταία χρόνιαΈχουν ανακαλυφθεί περιοχές της οζονόσφαιρας με πολύ μειωμένη περιεκτικότητα σε όζον, οι λεγόμενες τρύπες του όζοντος. Δεν είναι γνωστό εάν οι τρύπες του όζοντος έχουν σχηματιστεί στο παρελθόν. Οι λόγοι για την εμφάνισή τους είναι επίσης ασαφείς. Πιστεύεται ότι τα φρέον που περιέχουν χλώριο από ψυγεία και δοχεία αρωμάτων είναι υπεριώδη ακτινοβολίαΟ ήλιος απελευθερώνει άτομα χλωρίου, τα οποία αντιδρούν με το όζον και έτσι μειώνουν τη συγκέντρωσή του στην ανώτερη ατμόσφαιρα. Οι επιστήμονες ανησυχούν εξαιρετικά για τον κίνδυνο των τρυπών του όζοντος στην ατμόσφαιρα.
Στην κατώτερη ατμόσφαιρα, το όζον σχηματίζεται ως αποτέλεσμα μιας σειράς διαδοχικών αντιδράσεων μεταξύ του ατμοσφαιρικού οξυγόνου και των οξειδίων του αζώτου που εκπέμπονται από κακώς ρυθμισμένους κινητήρες αυτοκινήτων και εκκενώσεις από γραμμές ηλεκτρικής ενέργειας υψηλής τάσης.
Το όζον είναι πολύ επιβλαβές για την αναπνοή - καταστρέφει τον ιστό των βρόγχων και των πνευμόνων. Το όζον είναι εξαιρετικά τοξικό (πιο ισχυρό από το μονοξείδιο του άνθρακα). Η μέγιστη επιτρεπόμενη συγκέντρωση στον αέρα είναι 10–5%.
Το όζον, μαζί με το χλώριο, χρησιμοποιείται για την επεξεργασία του νερού για τη διάσπαση των οργανικών ακαθαρσιών και την εξόντωση των βακτηρίων. Ωστόσο, τόσο η χλωρίωση όσο και ο οζονισμός του νερού έχουν τα πλεονεκτήματα και τα μειονεκτήματά τους. Όταν το νερό χλωριώνεται, τα βακτήρια καταστρέφονται σχεδόν εντελώς, αλλά σχηματίζονται οργανικές ουσίες καρκινογόνου φύσης που είναι επιβλαβείς για την υγεία (προωθούν την ανάπτυξη καρκίνου) - διοξίνες και παρόμοιες ενώσεις. Όταν το νερό οζονίζεται, τέτοιες ουσίες δεν σχηματίζονται, αλλά το όζον δεν σκοτώνει όλα τα βακτήρια και μετά από κάποιο χρονικό διάστημα τα υπόλοιπα ζωντανά βακτήρια πολλαπλασιάζονται άφθονα, απορροφώντας τα υπολείμματα των σκοτωμένων βακτηρίων και το νερό μολύνεται ακόμη περισσότερο με βακτηριακή χλωρίδα. Επομένως, ο οζονισμός του πόσιμου νερού χρησιμοποιείται καλύτερα όταν χρησιμοποιείται γρήγορα. Ο οζονισμός του νερού στις πισίνες είναι πολύ αποτελεσματικός όταν το νερό κυκλοφορεί συνεχώς μέσω του οζονιστή. Το όζον χρησιμοποιείται επίσης για τον καθαρισμό του αέρα. Είναι ένα από τα φιλικά προς το περιβάλλον οξειδωτικά μέσα που δεν αφήνουν επιβλαβή προϊόντα αποσύνθεσής του.
Το όζον οξειδώνει σχεδόν όλα τα μέταλλα εκτός από τα μέταλλα της ομάδας του χρυσού και της πλατίνας.
Χημικές μέθοδοιΗ παραγωγή όζοντος είναι αναποτελεσματική ή πολύ επικίνδυνη. Επομένως, σας συμβουλεύουμε να λαμβάνετε όζον αναμεμειγμένο με αέρα σε οζονιστή (η επίδραση μιας ασθενής ηλεκτρικής εκκένωσης στο οξυγόνο) που διατίθεται στο εργαστήριο φυσικής του σχολείου.
Το όζον λαμβάνεται συχνότερα με δράση σε αέριο οξυγόνο με μια αθόρυβη ηλεκτρική εκκένωση (χωρίς λάμψη ή σπινθήρες), η οποία εμφανίζεται μεταξύ των τοιχωμάτων των εσωτερικών και εξωτερικών αγγείων του οζονιστή. Ο απλούστερος οζονιστήρας μπορεί να κατασκευαστεί εύκολα από γυάλινους σωλήνες με πώματα. Θα καταλάβετε πώς να το κάνετε αυτό από το Σχ. 8.4. Το εσωτερικό ηλεκτρόδιο είναι μια μεταλλική ράβδος (μακρύ καρφί), το εξωτερικό ηλεκτρόδιο είναι μια συρμάτινη σπείρα. Ο αέρας μπορεί να φυσηθεί με μια αντλία αέρα ενυδρείου ή μια λαστιχένια λάμπα από ένα μπουκάλι ψεκασμού. Στο Σχ. 8.4 Το εσωτερικό ηλεκτρόδιο βρίσκεται σε έναν γυάλινο σωλήνα ( Γιατί νομίζεις;), αλλά μπορείτε να συναρμολογήσετε έναν οζονιστή χωρίς αυτόν.
 |
Τα ελαστικά βύσματα διαβρώνονται γρήγορα από το όζον.Υψηλή τάση
Είναι βολικό να λαμβάνετε από το πηνίο επαγωγής του συστήματος ανάφλεξης του αυτοκινήτου ανοίγοντας συνεχώς τη σύνδεση στην πηγή χαμηλής τάσης (μπαταρία ή ανορθωτής 12 V).
Το όζον μπορεί να ανιχνευθεί ποιοτικά χρησιμοποιώντας ένα διάλυμα αμύλου ιωδιούχου καλίου. Μια λωρίδα διηθητικού χαρτιού μπορεί να εμποτιστεί σε αυτό το διάλυμα ή το διάλυμα μπορεί να προστεθεί σε οζονισμένο νερό και αέρας με όζον μπορεί να περάσει μέσα από το διάλυμα σε δοκιμαστικό σωλήνα. Το οξυγόνο δεν αντιδρά με ιόντα ιωδίου.
Εξίσωση αντίδρασης:
2I – + O 3 + H 2 O = I 2 + O 2 + 2OH – .
Να γράψετε τις εξισώσεις για τις αντιδράσεις κέρδους και απώλειας ηλεκτρονίων.
Φέρτε μια λωρίδα διηθητικού χαρτιού βρεγμένη με αυτό το διάλυμα στον οζονιστή. (Γιατί ένα διάλυμα ιωδιούχου καλίου πρέπει να περιέχει άμυλο;)Το υπεροξείδιο του υδρογόνου παρεμβαίνει στον προσδιορισμό του όζοντος χρησιμοποιώντας αυτή τη μέθοδο. (Γιατί;).
Υπολογίστε το EMF της αντίδρασης χρησιμοποιώντας τα δυναμικά του ηλεκτροδίου:
3. Αναγωγικές ιδιότητες του υδρόθειου και του θειούχου ιόντος.
Το υδρόθειο είναι ένα άχρωμο αέριο με τη μυρωδιά σάπιων αυγών (ορισμένες πρωτεΐνες περιέχουν θείο).
Για τη διεξαγωγή πειραμάτων με υδρόθειο, μπορείτε να χρησιμοποιήσετε αέριο υδρόθειο, περνώντας το μέσω ενός διαλύματος με την ουσία που μελετάται ή να προσθέσετε προπαρασκευασμένο υδρόθειο στα υπό μελέτη διαλύματα (αυτό είναι πιο βολικό). Πολλές αντιδράσεις μπορούν να πραγματοποιηθούν με διάλυμα θειούχου νατρίου (αντιδράσεις με το σουλφιδικό ιόν S 2–).
Εργαστείτε με υδρόθειο μόνο υπό βύθιση! Μείγματα υδρόθειου με αέρα καίγονται εκρηκτικά.
Το υδρόθειο παράγεται συνήθως σε μια συσκευή Kipp με αντίδραση 25% θειικού οξέος (αραιωμένο 1:4) ή 20% υδροχλωρικού οξέος (αραιωμένο 1:1) σε θειούχο σίδηρο με τη μορφή τεμαχίων μεγέθους 1-2 cm.
FeS (cr.) + 2H + = Fe 2+ + H2S (g.).
Μικρές ποσότητες υδρόθειου μπορούν να ληφθούν τοποθετώντας κρυσταλλικό θειούχο νάτριο σε μια πωματισμένη φιάλη μέσω της οποίας διέρχεται μια χοάνη σταγόνων με στρόφιγγα και σωλήνα εξόδου. Ρίχνουμε αργά 5–10% υδροχλωρικό οξύ από το χωνί (γιατί όχι θείο;), η φιάλη ανακινείται συνεχώς με ανακίνηση για να αποφευχθεί η τοπική συσσώρευση οξέος που δεν αντέδρασε. Εάν αυτό δεν γίνει, η απροσδόκητη ανάμειξη των συστατικών μπορεί να οδηγήσει σε βίαιη αντίδραση, αποβολή του πώματος και καταστροφή της φιάλης.
Μια ομοιόμορφη ροή υδρόθειου επιτυγχάνεται με θέρμανση οργανικών ενώσεων πλούσιων σε υδρογόνο, όπως η παραφίνη, με θείο (1 μέρος παραφίνης προς 1 μέρος θείου, 300 ° C).
Για να ληφθεί υδρόθειο νερό, το υδρόθειο διέρχεται από απεσταγμένο (ή βρασμένο) νερό. Περίπου τρεις όγκοι αερίου υδρόθειου διαλύονται σε έναν όγκο νερού. Όταν στέκεται στον αέρα, το υδρόθειο νερό σταδιακά γίνεται θολό. (Γιατί;).
Το υδρόθειο είναι ένας ισχυρός αναγωγικός παράγοντας: μειώνει τα αλογόνα σε υδραλογονίδια, θειικό οξύ– στο διοξείδιο του θείου και στο θείο.
Το υδρόθειο είναι δηλητηριώδες. Η μέγιστη επιτρεπόμενη συγκέντρωση στον αέρα είναι 0,01 mg/l. Ακόμη και σε χαμηλές συγκεντρώσεις, το υδρόθειο ερεθίζει τα μάτια και την αναπνευστική οδό και προκαλεί πονοκεφάλους. Συγκεντρώσεις πάνω από 0,5 mg/l είναι απειλητικές για τη ζωή. Σε υψηλότερες συγκεντρώσεις επηρεάζεται νευρικό σύστημα. Η εισπνοή υδρόθειου μπορεί να προκαλέσει καρδιακή και αναπνευστική ανακοπή. Μερικές φορές το υδρόθειο συσσωρεύεται σε σπηλιές και πηγάδια αποχέτευσης και ένα άτομο που παγιδεύεται εκεί χάνει αμέσως τις αισθήσεις του και πεθαίνει.
Ταυτόχρονα, τα λουτρά υδρόθειου έχουν θεραπευτική δράση στον ανθρώπινο οργανισμό.
3α. Αντίδραση υδρόθειου με υπεροξείδιο του υδρογόνου.
Μελετήστε την επίδραση του διαλύματος υπεροξειδίου του υδρογόνου σε νερό υδρόθειου ή διάλυμα θειούχου νατρίου.
Με βάση τα αποτελέσματα των πειραμάτων, συνθέστε εξισώσεις αντίδρασης. Υπολογίστε το EMF της αντίδρασης και βγάλτε συμπέρασμα για τη δυνατότητα διέλευσης της.
3β. Αντίδραση υδρόθειου με θειικό οξύ.
Ρίξτε στάγδην πυκνό θειικό οξύ σε δοκιμαστικό σωλήνα με 2–3 ml υδρόθειου νερού (ή διαλύματος θειούχου νατρίου). (προσεκτικά!)μέχρι να εμφανιστεί θολότητα. Τι είναι αυτή η ουσία; Ποια άλλα προϊόντα θα μπορούσαν να παραχθούν σε αυτή την αντίδραση;
Γράψτε τις εξισώσεις αντίδρασης. Υπολογίστε το emf της αντίδρασης χρησιμοποιώντας δυναμικά ηλεκτροδίων:
4. Διοξείδιο του θείου και θειώδες ιόν.
Το διοξείδιο του θείου, το διοξείδιο του θείου, είναι ο σημαντικότερος ατμοσφαιρικός ρύπος που εκπέμπεται από τους κινητήρες των αυτοκινήτων όταν χρησιμοποιούν κακώς καθαρή βενζίνη και από φούρνους στους οποίους καίγονται άνθρακας, τύρφη ή μαζούτ που περιέχουν θείο.
Κάθε χρόνο, εκατομμύρια τόνοι διοξειδίου του θείου απελευθερώνονται στην ατμόσφαιρα λόγω της καύσης άνθρακα και πετρελαίου. Το διοξείδιο του θείου εμφανίζεται φυσικά στα ηφαιστειακά αέρια. Το διοξείδιο του θείου οξειδώνεται από το ατμοσφαιρικό οξυγόνο σε τριοξείδιο του θείου, το οποίο απορροφώντας νερό (ατμό), μετατρέπεται σε θειικό οξύ. Η όξινη βροχή καταστρέφει τσιμεντένια μέρη κτιρίων,αρχιτεκτονικά μνημεία
γλυπτά λαξευμένα από πέτρα. Η όξινη βροχή επιβραδύνει την ανάπτυξη των φυτών και οδηγεί ακόμη και στο θάνατό τους και σκοτώνει τους ζωντανούς οργανισμούς στα υδάτινα σώματα. Τέτοιες βροχές ξεπλένουν φωσφορούχα λιπάσματα, τα οποία είναι ελάχιστα διαλυτά στο νερό, από καλλιεργήσιμες εκτάσεις, τα οποία, όταν απελευθερώνονται σε υδάτινα σώματα, οδηγούν σε γρήγορο πολλαπλασιασμό των φυκών και ταχεία βάλτο λιμνών και ποταμών.
Το διοξείδιο του θείου μπορεί να ληφθεί τοποθετώντας 5–10 g θειώδους νατρίου σε φιάλη κλεισμένη με πώμα με σωλήνα εξόδου και χοάνη σταγονιδίων. Από σταγονόμετρο με 10 ml πυκνού θειικού οξέος (πολύ μεγάλη προσοχή!)το ρίχνουμε σταγόνα σταγόνα στους κρυστάλλους θειώδους νατρίου. Αντί για κρυσταλλικό θειώδες νάτριο, μπορείτε να χρησιμοποιήσετε το κορεσμένο διάλυμα του.
Το διοξείδιο του θείου μπορεί επίσης να παραχθεί από την αντίδραση μεταξύ μετάλλου χαλκού και θειικού οξέος. Σε μια φιάλη με στρογγυλό πυθμένα εξοπλισμένη με πώμα με σωλήνα εξόδου αερίου και χοάνη σταγονιδίων, τοποθετήστε χάλκινα ρινίσματα ή κομμάτια σύρματος και ρίξτε λίγο θειικό οξύ από τη χοάνη σταγονιδίων (περίπου 6 ml πυκνού θειικού οξέος λαμβάνονται ανά 10 g από χαλκό). Για να ξεκινήσει η αντίδραση, θερμάνετε ελαφρά τη φιάλη. Μετά από αυτό, προσθέστε το οξύ σταγόνα-σταγόνα. Να γράψετε τις εξισώσεις αποδοχής και απώλειας ηλεκτρονίων και τη συνολική εξίσωση.
Οι ιδιότητες του διοξειδίου του θείου μπορούν να μελετηθούν περνώντας το αέριο μέσω ενός διαλύματος αντιδραστηρίου ή με τη μορφή υδατικού διαλύματος (θειικό οξύ). Τα ίδια αποτελέσματα λαμβάνονται όταν χρησιμοποιούνται οξινισμένα διαλύματα θειώδους νατρίου Na 2 SO 3 και θειώδους καλίου K 2 SO 3. Σε έναν όγκο νερού διαλύονται έως και σαράντα όγκοι διοξειδίου του θείου (λαμβάνουμε διάλυμα ~6%).
Το διοξείδιο του θείου είναι τοξικό. Με ήπια δηλητηρίαση, αρχίζει ένας βήχας, μια καταρροή, εμφανίζονται δάκρυα και αρχίζει η ζάλη. Η αύξηση της δόσης οδηγεί σε αναπνευστική ανακοπή.
4α. Αλληλεπίδραση θειικού οξέος με υπεροξείδιο του υδρογόνου.
Προβλέψτε τα προϊόντα αντίδρασης του θειικού οξέος και του υπεροξειδίου του υδρογόνου. Δοκιμάστε την υπόθεσή σας με την εμπειρία.
Προσθέστε την ίδια ποσότητα διαλύματος υπεροξειδίου του υδρογόνου 3% σε 2–3 ml θειικού οξέος. Πώς να αποδείξετε τον σχηματισμό των αναμενόμενων προϊόντων αντίδρασης;
Επαναλάβετε το ίδιο πείραμα με οξινισμένα και αλκαλικά διαλύματα θειώδους νατρίου.
Γράψτε τις εξισώσεις αντίδρασης και υπολογίστε το emf της διαδικασίας.
Επιλέξτε τα δυναμικά ηλεκτροδίων που χρειάζεστε:
4β. Αντίδραση μεταξύ διοξειδίου του θείου και υδρόθειου.
Αυτή η αντίδραση λαμβάνει χώρα μεταξύ αερίου SO 2 και H 2 S και χρησιμεύει για την παραγωγή θείου. Η αντίδραση είναι επίσης ενδιαφέρουσα γιατί οι δύο ατμοσφαιρικοί ρύποι αλληλοκαταστρέφονται.
Γίνεται αυτή η αντίδραση μεταξύ διαλυμάτων υδρόθειου και διοξειδίου του θείου; Απαντήστε σε αυτή την ερώτηση με εμπειρία.
Προσπαθήστε να πραγματοποιήσετε έναν θερμοδυναμικό υπολογισμό της πιθανότητας αντιδράσεων.
Τα θερμοδυναμικά χαρακτηριστικά των ουσιών για τον προσδιορισμό της πιθανότητας αντίδρασης μεταξύ αέριων ουσιών είναι τα εξής:
Σε ποια κατάσταση ουσιών - αέριων ή σε διάλυμα - είναι προτιμότερες οι αντιδράσεις;
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:
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 πολύ στο φυσικό 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.
Μάθημα 13
Οξείδιο του θείου(IV). Το υδρόθειο και θειώδες οξύκαι τα άλατά τους
Στόχοι μαθήματος:
1. Χαρακτηρίστε τις χημικές ιδιότητες του οξειδίου του θείου (IV), του υδρόθειου και των θειούχων οξέων και των αλάτων τους, ποιοτικές αντιδράσεις σε ενώσεις θείου(αποτέλεσμα θέματος).
2. Συνεχίστε να αναπτύσσετε την ικανότητα να δημιουργείτε ιδέες, να αναγνωρίζετε σχέσεις αιτίας-αποτελέσματος, να αναζητάτε αναλογίες και να εργάζεστε σε ομάδα, να χρησιμοποιείτε εναλλακτικές πηγές πληροφοριών(αποτέλεσμα μεταθέματος).
3. Διαμόρφωση δεξιοτήτων για τη διαχείριση σας εκπαιδευτικές δραστηριότητες, προετοιμασία για την κατανόηση της επιλογής της περαιτέρω εκπαιδευτικής τροχιάς(προσωπικό αποτέλεσμα).
Πρόοδος μαθήματος
Προετοιμασία για την αντίληψη νέου υλικού (10 λεπτά)
Έρευνα μαθητών για την εργασία στο σπίτι.
Εκμάθηση νέου υλικού (20 λεπτά)
Υδρόθειο H 2 S – άχρωμο αέριο, βαρύτερο από τον αέρα, μυρίζει σαν σάπια αυγά. Πολύ δηλητηριώδες. Περιέχεται σε ηφαιστειακά αέρια και μεταλλικά νερά.
Λήφθηκε με αντίδραση ανταλλαγής:
1. Καύση στον αέρα με μπλε φλόγα:
2Η 2 S+3O 2( καλύβα .) = 2Η 2 O+2SO 2
2Η 2 S+O 2( έλλειψη .) = 2Η 2 O+2S
2. Αποκαταστατικές ιδιότητες:
3. Όταν διαλύεται στο νερό, σχηματίζεται υδροσουλφιδικό οξύ, το οποίο διασπά:
4. Αλληλεπίδραση με αλκάλια. Σχηματίζει δύο τύπους αλάτων: σουλφίδια και υδροσουλφίδια:
Διοξείδιο του θείου SO 2 : άχρωμο, με πικάντικη οσμή, βαρύτερο από τον αέρα, διαλυτό στο νερό, δηλητηριώδες.
Όξινο οξείδιο.
1. Όταν αναμιγνύεται με νερό, σχηματίζει μια θειούχα ένωση:
Θειώδες οξύ ασταθές, αποσυντίθεται εύκολα σε οξείδιο του θείου (IV) και νερό. Υπάρχει μόνο σε υδατικά διαλύματα. Σχηματίζει δύο είδη αλάτων: θειώδη και υδροθειώδη.
Ποιοτική αντίδραση σε θειώδη
Το θειικό οξύ είναι 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 ιδιότητες θειικού οξέος
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.