Kwas siarkowy jest nieorganicznym, dwuzasadowym, niestabilnym kwasem o średniej mocy. Związek niestabilny, znany tylko w roztworach wodnych w stężeniu nie większym niż sześć procent. Próbując wyizolować czysty kwas siarkawy, rozkłada się on na tlenek siarki (SO2) i wodę (H2O). Na przykład, gdy stężony kwas siarkowy (H2SO4) reaguje z siarczynem sodu (Na2SO3), zamiast kwasu siarkawego uwalnia się tlenek siarki (SO2). Tak wygląda reakcja:
Na2SO3 (siarczyn sodu) + H2SO4 ( kwas siarkowy) = Na2SO4 (siarczan sodu) + SO2 (dwutlenek siarki) + H2O (woda)
Roztwór kwasu siarkowego
Podczas przechowywania należy wykluczyć dostęp powietrza. W przeciwnym razie kwas siarkowy, powoli absorbujący tlen (O2), zamieni się w kwas siarkowy.
2H2SO3 (kwas siarkowy) + O2 (tlen) = 2H2SO4 (kwas siarkowy)
Roztwory kwasu siarkawego mają dość specyficzny zapach (przypominający zapach pozostały po zapaleniu zapałki), którego obecność można wytłumaczyć obecnością tlenku siarki (SO2), który nie jest związany chemicznie z wodą.
Właściwości chemiczne kwas siarkowy
1. H2SO3) można stosować jako środek redukujący lub utleniający.
H2SO3 jest dobrym środkiem redukującym. Za jego pomocą można uzyskać halogenowodory z wolnych halogenów. Na przykład:
H2SO3 (kwas siarkowy) + Cl2 (chlor, gaz) + H2O (woda) = H2SO4 (kwas siarkowy) + 2HCl ( kwas chlorowodorowy)
Ale podczas interakcji z silnymi środkami redukującymi kwas ten będzie działał jako środek utleniający. Przykładem jest reakcja kwasu siarkawego z siarkowodorem:
H2SO3 (kwas siarkowy) + 2H2S (siarkowodór) = 3S (siarka) + 3H2O (woda)
2. Rozważany przez nas związek chemiczny tworzy dwa - siarczyny (średnie) i podsiarczyny (kwaśne). Sole te są środkami redukującymi, podobnie jak kwas siarkawy (H2SO3). Po utlenieniu tworzą się sole kwasu siarkowego. Podczas kalcynacji siarczynów metali aktywnych powstają siarczany i siarczki. Jest to reakcja samoutlenienia i samoleczenia. Na przykład:
4Na2SO3 (siarczyn sodu) = Na2S + 3Na2SO4 (siarczan sodu)
Siarczyny sodu i potasu (Na2SO3 i K2SO3) wykorzystywane są do barwienia tkanin w przemyśle tekstylnym, do wybielania metali i w fotografii. Wodorosiarczyn wapnia (Ca(HSO3)2), występujący wyłącznie w roztworze, służy do przerobu materiału drzewnego na specjalną masę siarczynową. Następnie wykorzystuje się go do produkcji papieru.
Zastosowanie kwasu siarkowego
Stosowany jest kwas siarkowy:
Do wybielania wełny, jedwabiu, miazgi drzewnej, papieru i innych podobnych substancji, które nie wytrzymują wybielania silniejszymi środkami utleniającymi (na przykład chlorem);
Jako środek konserwujący i antyseptyczny, na przykład zapobiegający fermentacji zbóż podczas produkcji skrobi lub zapobiegający procesowi fermentacji w beczkach po winie;
Do konserwowania żywności, na przykład podczas konserwowania warzyw i owoców;
Przetwarzany na masę siarczynową, z której następnie produkowany jest papier. W tym przypadku stosuje się roztwór podsiarczynu wapnia (Ca(HSO3)2), który rozpuszcza ligninę, czyli specjalną substancję wiążącą włókna celulozowe.
Kwas siarkawy: preparat
Kwas ten można wytworzyć poprzez rozpuszczenie dwutlenku siarki (SO2) w wodzie (H2O). Będziesz potrzebował stężonego kwasu siarkowego (H2SO4), miedzi (Cu) i probówki. Algorytm działań:
1. Do probówki ostrożnie wlej stężony kwas siarkowy, a następnie umieść w niej kawałek miedzi. Podgrzać. Zachodzi następująca reakcja:
Cu (miedź) + 2H2SO4 (kwas siarkowy) = CuSO4 (siarczan siarki) + SO2 (dwutlenek siarki) + H2O (woda)
2. Strumień dwutlenku siarki należy skierować do probówki z wodą. Po rozpuszczeniu częściowo łączy się z wodą, w wyniku czego powstaje kwas siarkawy:
SO2 (dwutlenek siarki) + H2O (woda) = H2SO3
Tak więc, przepuszczając dwutlenek siarki przez wodę, można uzyskać kwas siarkowy. Warto wziąć pod uwagę, że gaz ten działa drażniąco na błony dróg oddechowych, może powodować stany zapalne, a także utratę apetytu. Wdychanie przez dłuższy czas może spowodować utratę przytomności. Z gazem tym należy obchodzić się ze szczególną ostrożnością i ostrożnością.
Siarkowodór (H₂S) to bezbarwny gaz o zapachu zgniłych jaj. Jest gęstszy niż wodór. Siarkowodór jest śmiertelnie trujący dla ludzi i zwierząt. Nawet niewielka jego ilość w powietrzu wywołuje zawroty głowy i mdłości, najgorsze jednak jest to, że po dłuższym wdychaniu tego zapachu już nie czuć. Na zatrucie siarkowodorem istnieje jednak proste antidotum: kawałek wybielacza należy zawinąć w chusteczkę, następnie zwilżyć i przez chwilę powąchać opakowanie. Siarkowodór powstaje w wyniku reakcji siarki z wodorem w temperaturze 350 °C:
H₂ + S → H₂S
Jest to reakcja redoks: podczas niej zmieniają się stopnie utlenienia uczestniczących w niej pierwiastków.
W warunkach laboratoryjnych siarkowodór wytwarza się przez działanie siarczku żelaza kwasem siarkowym lub solnym:
FeS + 2HCl → FeCl₂ + H₂S
Jest to reakcja wymiany: w niej oddziałujące substancje wymieniają swoje jony. Proces ten zazwyczaj przeprowadza się przy użyciu aparatu Kippa.
Aparat Kippa
Właściwości siarkowodoru
Podczas spalania siarkowodoru powstaje tlenek siarki 4 i para wodna:
2H₂S + 3О₂ → 2Н₂О + 2SO₂
H₂S pali się niebieskawym płomieniem, a jeśli postawisz nad nim odwróconą zlewkę, na jego ściankach pojawi się przezroczysty kondensat (woda).
Jednak przy niewielkim spadku temperatury reakcja ta przebiega nieco inaczej: na ściankach wstępnie schłodzonego szkła pojawi się żółtawa powłoka wolnej siarki:
2H₂S + O₂ → 2H₂O + 2S
Na tej reakcji opiera się przemysłowa metoda produkcji siarki.
Po zapaleniu przygotowanej gazowej mieszaniny siarkowodoru i tlenu następuje eksplozja.
W wyniku reakcji siarkowodoru i tlenku siarki (IV) powstaje również wolna siarka:
2H₂S + SO₂ → 2H₂O + 3S
Siarkowodór jest rozpuszczalny w wodzie, a trzy objętości tego gazu mogą rozpuścić się w jednej objętości wody, tworząc słaby i niestabilny kwas wodorosiarczynowy (H₂S). Kwas ten nazywany jest także wodą siarkowodorową. Jak widać, wzory gazowego siarkowodoru i kwasu siarkowodorowego są zapisywane w ten sam sposób.
Jeśli roztwór soli ołowiu zostanie dodany do kwasu wodorosiarczkowego, powstanie czarny osad siarczku ołowiu:
H₂S + Pb(NO₃)₂ → PbS + 2HNO₃
Jest to reakcja jakościowa służąca do wykrywania siarkowodoru. Wykazuje także zdolność kwasu wodorosiarczkowego do wchodzenia w reakcje wymiany z roztworami soli. Zatem każda rozpuszczalna sól ołowiu jest odczynnikiem siarkowodoru. Charakterystyczną barwę mają także niektóre inne siarczki metali, np.: siarczek cynku ZnS – biały, siarczek kadmu CdS – żółty, siarczek miedzi CuS – czarny, siarczek antymonu Sb₂S₃ – czerwony.
Nawiasem mówiąc, siarkowodór jest gazem niestabilnym i po podgrzaniu prawie całkowicie rozkłada się na wodór i wolną siarkę:
H₂S → H₂ + S
Siarkowodór intensywnie oddziałuje z wodnymi roztworami halogenów:
H₂S + 4Cl₂ + 4H₂O → H₂SO₄ + 8HCl
Siarkowodór w przyrodzie i działalności człowieka
Siarkowodór jest składnikiem gazów wulkanicznych, gazu ziemnego i gazów towarzyszących złożom naftowym. Dużo go jest także w naturalnych wodach mineralnych, np. w Morzu Czarnym leży na głębokości 150 metrów i niżej.
Stosuje się siarkowodór:
- w medycynie (leczenie kąpielami siarkowodorowymi i wodami mineralnymi);
- w przemyśle (produkcja siarki, kwasu siarkowego i siarczków);
- w chemii analitycznej (do wytrącania siarczków metali ciężkich, które zwykle są nierozpuszczalne);
- w syntezie organicznej (do produkcji siarkowych analogów alkoholi organicznych (merkaptanów) i tiofenu (węglowodoru aromatycznego zawierającego siarkę). Kolejnym rozwijającym się w ostatnim czasie obszarem nauki jest energia siarkowodoru. Wytwarzanie energii ze złóż siarkowodoru z dna Morza Czarnego jest poważnie badany.
Charakter reakcji redoks siarki i wodoru
Reakcją powstawania siarkowodoru jest redoks:
Н₂⁰ + S⁰ → H₂⁺S²⁻
Proces oddziaływania siarki z wodorem można łatwo wytłumaczyć budową ich atomów. Wodór zajmuje pierwsze miejsce w układzie okresowym, dlatego ładunek jego jądra atomowego jest równy (+1), a wokół jądra atomowego krąży 1 elektron. Wodór łatwo oddaje swój elektron atomom innych pierwiastków, zamieniając się w dodatnio naładowany jon wodoru – proton:
Н⁰ -1е⁻= Н⁺
Siarka znajduje się na szesnastej pozycji w układzie okresowym. Oznacza to, że ładunek jądra jego atomu wynosi (+16), a liczba elektronów w każdym atomie również wynosi 16e⁻. Położenie siarki w trzecim okresie sugeruje, że jej szesnaście elektronów wiruje wokół jądra atomowego, tworząc 3 warstwy, z których ostatnia zawiera 6 elektronów walencyjnych. Liczba elektronów walencyjnych siarki odpowiada numerowi grupy VI, w której znajduje się ona w układzie okresowym.
Zatem siarka może oddać wszystkie sześć elektronów walencyjnych, jak w przypadku powstawania tlenku siarki(VI):
2S⁰ + 3O2⁰ → 2S⁺⁶O₃⁻²
Ponadto w wyniku utlenienia siarki 4e⁻ może zostać oddany przez swój atom innemu pierwiastkowi, tworząc tlenek siarki(IV):
S⁰ + O2⁰ → S⁺4 O2⁻²
Siarka może również oddać dwa elektrony, tworząc chlorek siarki (II):
S⁰ + Cl2⁰ → S⁺² Cl2⁻
We wszystkich trzech powyższych reakcjach siarka oddaje elektrony. W konsekwencji ulega utlenieniu, ale jednocześnie działa jako środek redukujący atomy tlenu O i chloru Cl. Jednakże w przypadku powstawania H2S utlenianie dotyczy dużej ilości atomów wodoru, gdyż to one tracą elektrony, przywracając poziom energii siarka z sześciu elektronów do ośmiu. W rezultacie każdy atom wodoru w cząsteczce staje się protonem:
Н2⁰-2е⁻ → 2Н⁺,
a cząsteczka siarki, przeciwnie, po redukcji zamienia się w ujemnie naładowany anion (S⁻²): S⁰ + 2е⁻ → S⁻²
Zatem w reakcja chemiczna Przy tworzeniu się siarkowodoru środkiem utleniającym jest siarka.
Z punktu widzenia występowania siarki na różnych stopniach utlenienia, kolejną interesującą interakcją pomiędzy tlenkiem siarki(IV) i siarkowodorem jest reakcja, w wyniku której powstaje wolna siarka:
2H₂⁺S-²+ S⁺⁴О₂-² → 2H₂⁺O-²+ 3S⁰
Jak widać z równania reakcji, zarówno środkiem utleniającym, jak i środkiem redukującym w nim są jony siarki. Dwa aniony siarki (2-) oddają dwa swoje elektrony atomowi siarki w cząsteczce tlenku siarki(II), w wyniku czego wszystkie trzy atomy siarki ulegają redukcji do wolnej siarki.
2S-² - 4е⁻ → 2S⁰ - środek redukujący, utlenia się;
S⁺⁴ + 4е⁻ → S⁰ - utleniacz, zredukowany.
Siarka– element III okresu i grupy VIA Układu Okresowego, o numerze seryjnym 16, dotyczy chalkogeny. Wzór elektronowy atomu to [ 10 Ne]3s 2 3p 4, charakterystyczne stopnie utlenienia to 0, -II, +IV i +VI, stan S VI uważa się za stabilny.
Skala stopni utlenienia siarki:
Elektroujemność siarki wynosi 2,60 i charakteryzuje się właściwościami niemetalicznymi. W wodorze i związkach tlenu występuje w różnych anionach i tworzy kwasy zawierające tlen oraz ich sole, związki binarne.
W naturze - piętnasty pierwiastek pod względem liczebności chemicznej (siódmy wśród niemetali). Występuje w formie wolnej (natywnej) i związanej. Pierwiastek niezbędny dla organizmów wyższych.
Siarka S. Prosta substancja. Żółty krystaliczny (α-rombowy i β-jednoskośny,
w 95,5°C) lub amorficzny (plastik). W węzłach sieci krystalicznej znajdują się cząsteczki S 8 (niepłaskie pierścienie typu „korona”), siarka amorficzna składa się z łańcuchów S n. Substancja niskotopliwa, lepkość cieczy osiąga maksimum w temperaturze 200 °C (rozpad cząsteczek S 8, przeplatanie się łańcuchów S n). Para zawiera cząsteczki S 8, S 6, S 4, S 2. W temperaturze 1500 °C pojawia się siarka jednoatomowa (w równaniach chemicznych dla uproszczenia każda siarka jest przedstawiana jako S).
Siarka jest nierozpuszczalna w wodzie i w normalnych warunkach nie reaguje z nią; jest dobrze rozpuszczalna w dwusiarczku węgla CS 2.
Siarka, zwłaszcza sproszkowana, jest bardzo aktywna po podgrzaniu. Reaguje jako utleniacz z metalami i niemetalami:
i jak środek redukujący– z fluorem, tlenem i kwasami (wrzenie):
Siarka ulega dysmutacji w roztworach alkalicznych:
3S 0 + 6KOH (stęż.) = 2K 2 S -II + K 2 S IV O 3 + 3H 2 O
W wysokich temperaturach (400 ° C) siarka wypiera jod z jodowodoru:
S + 2HI (g) = I 2 + H 2 S,
ale w roztworze reakcja przebiega w przeciwnym kierunku:
Ja 2 + H. 2 S (p) = 2 HI + S↓
Paragon: V przemysł wytapiany z naturalnych złóż siarki rodzimej (przy użyciu pary wodnej), uwalnianej podczas odsiarczania produktów zgazowania węgla.
Siarkę wykorzystuje się do syntezy dwusiarczku węgla, kwasu siarkowego, barwników siarkowych (kadziowych), przy wulkanizacji kauczuku, jako środek ochrony roślin przed mączniakiem prawdziwym oraz do leczenia chorób skóry.
Siarkowodór H 2 S. Kwas beztlenowy. Bezbarwny gaz o duszącym zapachu, cięższy od powietrza. Cząsteczka ma budowę podwójnie niepełnego czworościanu [::S(H) 2 ]
(sp 3 -hybrydyzacja, kąt płatkowy H – S – H jest daleki od czworościennego). Niestabilny po podgrzaniu powyżej 400°C. Słabo rozpuszczalny w wodzie (2,6 l/1 l H2O w temperaturze 20°C), nasyconym roztworze dziesięciomolowym (0,1 M, „woda siarkowodorowa”). Bardzo słaby kwas w roztworze, praktycznie nie dysocjuje w drugim etapie na jony S 2‑ (maksymalne stężenie S 2‑ wynosi 1,10 – 13 mol/l). Pod wpływem powietrza roztwór staje się mętny (inhibitorem jest sacharoza). Zneutralizowany alkaliami, ale nie całkowicie hydratem amoniaku. Silny środek redukujący. Wchodzi w reakcje wymiany jonowej. Środek siarczkowy wytrąca z roztworu różnokolorowe siarczki o bardzo niskiej rozpuszczalności.
Reakcje jakościowe– wytrącanie się siarczków, a także niecałkowite spalanie H2S z utworzeniem żółtego osadu siarki na zimnym przedmiocie (porcelanowej szpatułce) włożonym do płomienia. Produkt uboczny rafinacji ropy naftowej, gazu ziemnego i koksowniczego.
Stosowany jest do produkcji siarki, nieorganicznych i organicznych związków zawierających siarkę jako odczynnik analityczny. Niezwykle trujący. Równania najważniejszych reakcji:
Paragon: V przemysł– synteza bezpośrednia:
H2 + S = H2S(150–200°C)
lub przez ogrzewanie siarki z parafiną;
V laboratoria– wypieranie z siarczków mocnymi kwasami
FeS + 2НCl (stęż.) = FeCl 2 + H2S
lub całkowita hydroliza związków binarnych:
Al 2 S 3 + 6H 2 O = 2Al(OH) 3 ↓ + 3 H2S
Siarczek sodu Na 2 S. Sól beztlenowa. Biały, bardzo higroskopijny. Topi się bez rozkładu, stabilny termicznie. Jest dobrze rozpuszczalny w wodzie, hydrolizuje na anionach i tworzy w roztworze silnie zasadowe środowisko. Pod wpływem powietrza roztwór staje się mętny (siarka koloidalna) i zmienia kolor na żółty (kolor wielosiarczkowy). Typowy reduktor. Dodaje siarkę. Wchodzi w reakcje wymiany jonowej.
Reakcje jakościowe na jonie S 2 – wytrącanie się różnobarwnych siarczków metali, z których MnS, FeS, ZnS rozkładają się do HCl (rozcieńczony).
Stosowany jest do produkcji barwników siarkowych i celulozy, do usuwania sierści ze skór podczas garbowania skór, jako odczynnik w chemii analitycznej.
Równania najważniejszych reakcji:
Na2S + 2НCl (rozcieńczony) = 2NaCl + H2S
Na 2 S + 3H 2 SO 4 (stęż.) = SO 2 + S↓ + 2H 2 O + 2NaHSO 4 (do 50 °C)
Na 2 S + 4HNO 3 (stęż.) = 2NO + S↓ + 2H 2O + 2NaNO 3 (60 °C)
Na2S + H2S (nasycony) = 2NaHS
Na 2 S (t) + 2O 2 = Na 2 SO 4 (powyżej 400 °C)
Na 2 S + 4H 2 O 2 (stęż.) = Na 2 SO 4 + 4H 2 O
S 2‑ + M 2+ = MnS (tel.) ↓; FeS (czarny)↓; ZnS (biały)↓
S 2‑ + 2Ag + = Ag 2 S (czarny)↓
S 2‑ + M 2+ = СdS (żółty) ↓; PbS, CuS, HgS (czarny)↓
3S 2‑ + 2Bi 3+ = Bi 2 S 3 (kor. – czarny)↓
3S 2‑ + 6H 2 O + 2M 3+ = 3H 2 S + 2M(OH) 3 ↓ (M = Al, Cr)
Paragon V przemysł– kalcynacja minerału mirabilit Na 2 SO 4 10H 2 O w obecności środków redukujących:
Na 2 SO 4 + 4H 2 = Na 2 S + 4H 2 O (500 °C, kat. Fe 2 O 3)
Na 2 SO 4 + 4С (koks) = Na 2 S + 4СО (800–1000 °C)
Na 2 SO 4 + 4СО = Na 2 S + 4СО 2 (600–700 °C)
Siarczek glinu Al 2 S 3. Sól beztlenowa. White, wiązanie Al – S jest głównie kowalencyjne. Topi się bez rozkładu pod nadciśnieniem N2, łatwo sublimuje. Utlenia się na powietrzu po podgrzaniu. Jest całkowicie hydrolizowany przez wodę i nie wytrąca się z roztworu. Rozkłada się pod wpływem mocnych kwasów. Używany jako stałe źródło czystego siarkowodoru. Równania najważniejszych reakcji:
Al 2 S 3 + 6H 2 O = 2Al(OH) 3 ↓ + 3H 2 S (czysty)
Al 2 S 3 + 6HCl (rozcieńczony) = 2AlCl 3 + 3H 2 S
Al 2 S 3 + 24HNO 3 (stęż.) = Al 2 (SO 4) 3 + 24NO 2 + 12H 2 O (100 °C)
2Al 2 S 3 + 9O 2 (powietrze) = 2Al 2 O 3 + 6SO 2 (700–800 °C)
Paragon: oddziaływanie aluminium ze stopioną siarką przy braku tlenu i wilgoci:
2Al + 3S = AL 2 S 3(150–200°C)
Siarczek żelaza (II) FeS. Sól beztlenowa. Czarno-szary z zielonym odcieniem, ogniotrwały, rozkłada się po podgrzaniu w próżni. Gdy jest mokry, jest wrażliwy na tlen z powietrza. Nierozpuszczalny w wodzie. Nie wytrąca się po nasyceniu roztworów soli żelaza(II) siarkowodorem. Rozkłada się z kwasami. Wykorzystywany jest jako surowiec do produkcji żeliwa, będącego stałym źródłem siarkowodoru.
Związek żelaza(III) Fe 2 S 3 nie jest znany (nie otrzymany).
Równania najważniejszych reakcji:
Paragon:
Fe + S = FeS(600°C)
Fe 2 O 3 + H 2 + 2H 2 S = 9 FeS+ 3H 2 O (700–1000 °C)
FeCl2 + 2NH4HS (g) = FeS↓ + 2NH4Cl + H2S
Dwusiarczek żelaza FeS 2. Połączenie binarne. Ma strukturę jonową Fe 2+ (–S – S–) 2‑. Ciemnożółty, stabilny termicznie, rozkłada się pod wpływem ogrzewania. Nierozpuszczalny w wodzie, nie reaguje z rozcieńczonymi kwasami i zasadami. Rozkłada się w wyniku utleniania kwasów i spala się na powietrzu. Wykorzystywany jest jako surowiec do produkcji żeliwa, siarki i kwasu siarkowego oraz katalizator w syntezie organicznej. Minerały rudne występujące w przyrodzie piryt I markazyt
Równania najważniejszych reakcji:
FeS 2 = FeS + S (powyżej 1170°C, próżnia)
2FeS 2 + 14H 2 SO 4 (stęż., poziomy) = Fe 2 (SO 4) 3 + 15SO 2 + 14H 2 O
FeS 2 + 18HNO 3 (stęż.) = Fe(NO 3) 3 + 2H 2 SO 4 + 15NO 2 + 7H 2 O
4FeS 2 + 11O 2 (powietrze) = 8SO 2 + 2Fe 2 O 3 (800 °C, prażenie)
Wodorosiarczek amonu NH 4 HS. Beztlenowa kwaśna sól. Biały, topi się pod nadmiernym ciśnieniem. Bardzo lotny, niestabilny termicznie. Utlenia się na powietrzu. Jest dobrze rozpuszczalny w wodzie, hydrolizuje do kationu i anionu (przeważa), tworzy środowisko zasadowe. Roztwór w powietrzu zmienia kolor na żółty. Rozkłada się z kwasami i dodaje siarkę w nasyconym roztworze. Nie jest neutralizowany przez zasady, w roztworze nie występuje sól średnia (NH 4) 2 S (warunki otrzymania soli średniej podano w rozdziale „H 2 S”). Stosowany jest jako składnik wywoływaczy fotograficznych, jako odczynnik analityczny (odpylacz siarczków).
Równania najważniejszych reakcji:
NH4HS = NH3 + H2S (powyżej 20°C)
NH4HS + HCl (rozcieńczony) = NH4Cl + H2S
NH 4HS + 3HNO 3 (stęż.) = S↓ + 2NO 2 + NH 4NO 3 + 2H 2 O
2NH 4 HS (nasycony H 2 S) + 2CuSO 4 = (NH 4) 2 SO 4 + H 2 SO 4 + 2CuS↓
Paragon: nasycenie stężonego roztworu NH3 siarkowodorem:
NH3H2O (stęż.) + H2S (g) = NH4HS+ H2O
W chemii analitycznej roztwór zawierający równe ilości NH 4 HS i NH 3 H 2 O jest zwykle uważany za roztwór (NH 4) 2 S, a do zapisywania równań reakcji stosuje się wzór na średnią sól, chociaż siarczek amonu jest całkowicie hydrolizowany w wodzie do NH4HS i NH3H2O.
Dwutlenek siarki. Siarczyny
Dwutlenek siarki SO2. Tlenek kwasowy. Bezbarwny gaz o ostrym zapachu. Cząsteczka ma budowę niepełnego trójkąta [: S(O) 2 ] (sp 2 - hybrydyzacja), zawiera wiązania σ, π S=O. Łatwo upłynniany, stabilny termicznie. Dobrze rozpuszczalny w wodzie (~40 l/1 l H2O w temperaturze 20°C). Tworzy polihydrat o właściwościach słabego kwasu; produktami dysocjacji są jony HSO 3 - i SO 3 2 -. Jon HSO 3 ma dwie formy tautomeryczne - symetryczny(niekwasowy) o budowie tetraedrycznej (hybrydyzacja sp 3), która przeważa w mieszaninie oraz asymetryczny(kwasowy) o strukturze niepełnego czworościanu [: S(O) 2 (OH)] (sp 3 -hybrydyzacja). Jon SO 3 2‑ jest również czworościenny [: S(O) 3 ].
Reaguje z alkaliami, hydratem amoniaku. Typowy środek redukujący, słaby utleniacz.
Reakcja jakościowa– przebarwienie żółto-brązowej „wody jodowanej”. Półprodukt w produkcji siarczynów i kwasu siarkowego.
Służy do bielenia wełny, jedwabiu i słomy, konserwowania i przechowywania owoców, jako środek dezynfekujący, przeciwutleniacz i czynnik chłodniczy. Trujący.
Związek o składzie H 2 SO 3 (kwas siarkawy) jest nieznany (nie istnieje).
Równania najważniejszych reakcji:
Rozpuszczalność w wodzie i właściwości kwasowe:
Paragon: w przemyśle - spalanie siarki w powietrzu wzbogaconym w tlen oraz w mniejszym stopniu prażenie rud siarczkowych (SO 2 - gaz towarzyszący prażeniu pirytu):
S + O2 = TAK 2(280–360°C)
4FeS 2 + 11O 2 = 2Fe 2 O 3 + 8 TAK 2(800°C, wypalanie)
w laboratorium - wypieranie siarczynów kwasem siarkowym:
BaSO 3 (t) + H 2 SO 4 (stęż.) = BaSO 4 ↓ + SO 2 + H 2 O
Siarczyn sodu Na 2 SO 3. Oksosol. Biały. Po podgrzaniu na powietrzu rozkłada się bez topienia i topi się pod nadmiernym ciśnieniem argonu. W stanie mokrym i w roztworze jest wrażliwy na tlen atmosferyczny. Jest dobrze rozpuszczalny w wodzie i hydrolizuje na anionie. Rozkłada się z kwasami. Typowy reduktor.
Reakcja jakościowa na jonie SO 3 2‑ – utworzenie się białego osadu siarczynu baru, który przenosi się do roztworu z mocnymi kwasami (HCl, HNO 3).
Stosowany jest jako odczynnik w chemii analitycznej, składnik roztworów fotograficznych oraz neutralizator chloru do wybielania tkanin.
Równania najważniejszych reakcji:
Paragon:
Na2CO3 (stężony) + SO2 = Na2SO3+CO2
Kwas siarkowy. Siarczany
Kwas siarkowy H 2 SO 4. Oksokwas. Bezbarwna ciecz, bardzo lepka (oleista), bardzo higroskopijna. Cząsteczka ma zniekształconą strukturę tetraedryczną (hybrydyzacja sp 3), zawiera kowalencyjne wiązania σ S – OH i wiązania σπ S=O. Jon SO 4 2‑ ma regularną strukturę czworościenną. Posiada szeroki zakres temperatur stanu ciekłego (~300 stopni). Częściowo rozkłada się po ogrzaniu powyżej 296 °C. Destyluje się go w postaci mieszaniny azeotropowej z wodą (ułamek masowy kwasu 98,3%, temperatura wrzenia 296–340°C), a przy silniejszym ogrzewaniu ulega całkowitemu rozkładowi. Nieograniczona mieszalność z wodą (z silnymi egzo-efekt). Mocny kwas w roztworze, zobojętniony zasadami i hydratem amoniaku. Przekształca metale w siarczany (przy nadmiarze stężonego kwasu w normalnych warunkach tworzą się rozpuszczalne wodorosiarczany), natomiast metale Be, Bi, Co, Fe, Mg i Nb ulegają pasywacji w stężonym kwasie i nie reagują z nim. Reaguje z zasadowymi tlenkami i wodorotlenkami, rozkłada sole słabych kwasów. Słaby utleniacz w rozcieńczonym roztworze (ze względu na HI), silny utleniacz w stężonym roztworze (ze względu na S VI). Dobrze rozpuszcza SO 3 i reaguje z nim (powstaje ciężka oleista ciecz - oleum, zawiera H2S2O7).
Reakcja jakościowa na jonie SO 4 2‑ wytrącanie białego siarczanu baru BaSO 4 (osad nie jest przenoszony do roztworu przez kwas solny i azotowy, w przeciwieństwie do białego osadu BaSO 3).
Stosowany do produkcji siarczanów i innych związków siarki, nawozów mineralnych, materiałów wybuchowych, barwników i leki, w syntezie organicznej, do „otwarcia” (pierwszego etapu przetwarzania) rud i minerałów ważnych dla przemysłu, podczas oczyszczania produktów naftowych, elektrolizy wody, jako elektrolitu do akumulatorów ołowiowych. Trujący, powoduje oparzenia skóry. Równania najważniejszych reakcji:
Paragon V przemysł:
a) synteza SO 2 z rud siarki, siarczków, siarkowodoru i rud siarczanowych:
S + O 2 (powietrze) = TAK 2(280–360°C)
4FeS 2 + 11O 2 (powietrze) = 8 TAK 2+ 2Fe 2 O 3 (800 °C, wypalanie)
2H 2 S + 3O 2 (g) = 2 TAK 2+ 2H 2 O (250–300 °C)
CaSO4 + C (koks) = CaO + TAK 2+ CO (1300–1500 °C)
b) konwersja SO 2 do SO 3 w aparacie kontaktowym:
c) synteza stężonego i bezwodnego kwasu siarkowego:
H 2 O (rozcieńczony H 2 SO 4) + SO 3 = H2SO4(stężony, bezwodny)
(Asorpcja SO3 czysta woda z produkcją H 2 SO 4 nie przeprowadza się ze względu na silne ogrzewanie mieszaniny i odwrotny rozkład H 2 SO 4, patrz wyżej);
d) synteza oleum– mieszanina bezwodnego H 2 SO 4, kwasu disiarkowego H 2 S 2 O 7 i nadmiaru SO 3. Rozpuszczony SO 3 gwarantuje bezwodność oleum (po przedostaniu się wody natychmiast tworzy się H 2 SO 4), co pozwala na jego bezpieczny transport w stalowych zbiornikach.
Siarczan sodu Na 2 SO 4. Oksosol. Biały, higroskopijny. Topi się i wrze bez rozkładu. Tworzy krystaliczny hydrat (mineralny mirabilit),łatwo tracąca wodę; nazwa techniczna sól Glaubera. Jest dobrze rozpuszczalny w wodzie i nie hydrolizuje. Reaguje z H2SO4 (stężony), SO3. Po podgrzaniu ulega redukcji za pomocą wodoru i koksu. Wchodzi w reakcje wymiany jonowej.
Stosowany jest do produkcji farb szklanych, celulozowych i mineralnych, jako lek. Zawarty w solance słonych jezior, w szczególności w zatoce Kara-Bogaz-Gol na Morzu Kaspijskim.
Równania najważniejszych reakcji:
Wodorosiarczan potasu KHSO4. Sól kwasowa okso. Biały, higroskopijny, ale nie tworzy krystalicznych hydratów. Po podgrzaniu topi się i rozkłada. Jest dobrze rozpuszczalny w wodzie; w roztworze anion ulega dysocjacji; środowisko roztworu jest silnie kwaśne. Zneutralizowany alkaliami.
Stosowany jest jako składnik topników w hutnictwie, integralna część nawozów mineralnych.
Równania najważniejszych reakcji:
2KHSO 4 = K 2 SO 4 + H 2 SO 4 (do 240 °C)
2KHSO 4 = K 2 S 2 O 7 + H 2 O (320–340 °C)
KHSO 4 (rozcieńczony) + KOH (stężony) = 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)
Paragon: obróbka siarczanu potasu stężonym (ponad 6O%) kwasem siarkowym na zimno:
K 2 SO 4 + H 2 SO 4 (stęż.) = 2 KHSO 4
Siarczan wapnia CaSO4. Oksosol. Biały, bardzo higroskopijny, ogniotrwały, rozkłada się pod wpływem ogrzewania. Naturalny CaSO 4 występuje jako bardzo powszechny minerał gips CaSO 4 · 2H 2 O. W temperaturze 130 °C gips traci część wody i zamienia się w spalony (gips) gips 2CaSO4H2O (nazwa techniczna alabaster). Całkowicie odwodniony (200 °C) gips odpowiada minerałowi anhydryt CaSO4. Słabo rozpuszczalny w wodzie (0,206 g/100 g H2O w temperaturze 20°C), rozpuszczalność zmniejsza się po podgrzaniu. Reaguje z H2SO4 (stężony). Przywrócony koksem podczas stapiania. Określa większość „stałej” twardości świeżej wody (szczegóły patrz 9.2).
Równania najważniejszych reakcji: 100–128 °C
Wykorzystywany jest jako surowiec do produkcji SO 2, H 2 SO 4 i (NH 4) 2 SO 4, jako topnik w metalurgii oraz jako wypełniacz papierowy. Zaprawa wiążąca wykonana z gipsu palonego „wiąże” szybciej niż mieszanka na bazie Ca(OH)2. Utwardzanie zapewnia wiązanie wody, tworzenie się gipsu w postaci masy kamiennej. Gips palony służy do wykonywania odlewów gipsowych, form i wyrobów architektonicznych i dekoracyjnych, płyt i paneli działowych oraz posadzek kamiennych.
Siarczan glinowo-potasowy KAl(SO 4) 2. Podwójna sól okso. Biały, higroskopijny. Rozkłada się pod wpływem silnego ogrzewania. Tworzy krystaliczny hydrat - ałun potasowy. Umiarkowanie rozpuszczalny w wodzie, hydrolizuje z kationem glinu. Reaguje z alkaliami, hydratem amoniaku.
Stosowany jest jako zaprawa do barwienia tkanin, garbnik do skór, koagulant do oczyszczania wody słodkiej, składnik kompozycji do zaklejania papieru oraz zewnętrzny środek hemostatyczny w medycynie i kosmetologii. Powstaje w wyniku wspólnej krystalizacji siarczanów glinu i potasu.
Równania najważniejszych reakcji:
Siarczan chromu(III) - potas KCr(SO 4) 2. Podwójna sól okso. Czerwony (hydrat ciemnofioletowy, nazwa techniczna ałun chromowo-potasowy). Po podgrzaniu rozkłada się bez topienia. Jest dobrze rozpuszczalny w wodzie (szaroniebieski kolor roztworu odpowiada Aqua Complex 3+), hydrolizuje na kationie chromu(III). Reaguje z alkaliami, hydratem amoniaku. Słaby środek utleniający i redukujący. Wchodzi w reakcje wymiany jonowej.
Reakcje jakościowe na jonie Cr 3+ – redukcja do Cr 2+ lub utlenienie do żółtego CrO 4 2‑.
Stosowany jest jako garbnik do skór, zaprawa do barwienia tkanin i odczynnik w fotografii. Powstaje w wyniku wspólnej krystalizacji siarczanów chromu (III) i potasu. Równania najważniejszych reakcji:
Siarczan manganu (II) MnSO 4 . Oksosol. Biały, topi się i rozkłada po podgrzaniu. Krystaliczny hydrat MnSO 4 5H 2 O – czerwono-różowy, nazwa techniczna siarczan manganu. Jest dobrze rozpuszczalny w wodzie; jasnoróżowa (prawie bezbarwna) barwa roztworu odpowiada aquacomplexowi 2+; hydrolizuje na kationie. Reaguje z alkaliami, hydratem amoniaku. Słaby środek redukujący, reaguje z typowymi (silnymi) utleniaczami.
Reakcje jakościowe na jonie Mn 2+ – komutacja z jonem MnO 4 i zanik fioletowej barwy tego ostatniego, utlenienie Mn 2+ do MnO 4 i pojawienie się fioletowej barwy.
Wykorzystywany jest do produkcji Mn, MnO 2 i innych związków manganu, jako mikronawóz i odczynnik analityczny.
Równania najważniejszych reakcji:
Paragon:
2MnO2 + 2H2SO4 (stęż.) = 2 MnSO4+ O2 + 2H2O (100°C)
Siarczan żelaza (II) FeSO 4 . Oksosol. Biały (jasnozielony hydrat, nazwa techniczna siarczan żelaza), higroskopijny. Rozkłada się po podgrzaniu. Jest dobrze rozpuszczalny w wodzie i jest lekko hydrolizowany przez kation. W roztworze szybko utlenia się pod wpływem tlenu atmosferycznego (roztwór zmienia kolor na żółty i mętnieje). Reaguje z kwasami utleniającymi, zasadami i hydratem amoniaku. Typowy reduktor.
Stosowany jest jako składnik farb mineralnych, elektrolitów w galwanizacji, środek do konserwacji drewna, środek grzybobójczy i lek przeciw anemii. W laboratorium często przyjmuje się go w postaci soli podwójnej Fe(NH 4) 2 (SO 4) 2 6H 2 O ( sól Mohra), bardziej odporny na powietrze.
Równania najważniejszych reakcji:
Paragon:
Fe + H2SO4 (rozcieńczony) = FeSO4+H2
FeCO3 + H2SO4 (rozcieńczony) = FeSO4+ CO2 + H2O
7.4. Niemetale z grupy VA
Azot. Amoniak
Azot– pierwiastek II okresu i grupy VA układu okresowego, numer seryjny 7. Wzór elektronowy atomu [ 2 He]2s 2 2p 3, charakterystyczne stopnie utlenienia 0, -III, +III i +V, rzadziej +II , +IV itd.; stan N v uważa się za stosunkowo stabilny.
Skala stopni utlenienia azotu:
Azot ma wysoką elektroujemność (3,07), trzecią po F i O. Wykazuje typowe właściwości niemetaliczne (kwasowe). Tworzy różne kwasy, sole i związki binarne zawierające tlen, a także kation amonowy NH 4 + i jego sole.
W naturze - siedemnasty pierwiastek pod względem liczebności chemicznej (dziewiąty wśród niemetali). Pierwiastek niezbędny dla wszystkich organizmów.
Azot N2. Prosta substancja. Składa się z niepolarnych cząsteczek z bardzo stabilnym wiązaniem σππ N ≡ N, co wyjaśnia obojętność chemiczną azotu w normalnych warunkach. Bezbarwny, pozbawiony smaku i zapachu gaz, który skrapla się w bezbarwną ciecz (w przeciwieństwie do O2).
Główny składnik powietrza: 78,09% objętościowo, 75,52% masowo. Azot wrze z ciekłego powietrza przed tlenem O2. Słabo rozpuszczalny w wodzie (15,4 ml/1 l H 2 O w temperaturze 20 ° C), rozpuszczalność azotu jest mniejsza niż tlenu.
W temperaturze pokojowej N2 reaguje tylko z litem (w wilgotnej atmosferze), tworząc azotek litu Li3N, azotki innych pierwiastków syntetyzuje się przy silnym ogrzewaniu:
N2 + 3Mg = Mg3N2 (800°C)
W wyładowaniu elektrycznym N 2 reaguje z fluorem i w bardzo małym stopniu z tlenem:
Odwracalna reakcja Produkcja amoniaku zachodzi w temperaturze 500 °C, pod ciśnieniem do 350 atm i zawsze w obecności katalizatora (Fe/F2O3/FeO, w laboratorium Pt):
Zgodnie z zasadą Le Chateliera wzrost wydajności amoniaku powinien następować wraz ze wzrostem ciśnienia i spadkiem temperatury. Jednak szybkość reakcji w niskich temperaturach jest bardzo niska, dlatego proces prowadzi się w temperaturze 450–500 ° C, uzyskując 15% wydajność amoniaku. Nieprzereagowany N2 i H2 zawraca się do reaktora, zwiększając w ten sposób stopień reakcji.
Azot jest chemicznie pasywny w stosunku do kwasów i zasad i nie wspomaga spalania.
Paragon V przemysł– destylacja frakcyjna ciekłego powietrza lub usuwanie tlenu z powietrza środkami chemicznymi, np. w reakcji 2C (koks) + O 2 = 2CO po podgrzaniu. Otrzymuje się w nich azot, który zawiera także domieszki gazów szlachetnych (głównie argon).
W laboratoria niewielkie ilości chemicznie czystego azotu można otrzymać w wyniku reakcji komutacji przy umiarkowanym ogrzewaniu:
N -III H 4 N III O 2(t) = N 2 0 + 2H 2 O (60–70 °C)
NH 4Cl (p) + KNO 2 (p) = N 2 0 + KCl + 2H 2 O (100 °C)
Stosowany do syntezy amoniaku, kwas azotowy i inne produkty zawierające azot, jako medium obojętne w procesach chemicznych, metalurgicznych oraz magazynowaniu substancji palnych.
Amoniak NH3. Związek binarny, stopień utlenienia azotu to – III. Bezbarwny gaz o ostrym, charakterystycznym zapachu. Cząsteczka ma budowę niepełnego czworościanu [: N(H) 3)] (sp 3 -hybrydyzacja). Obecność pary elektronów donorowych na orbitalu hybrydowym sp 3 azotu w cząsteczce NH 3 warunkuje charakterystyczną reakcję dodania kationu wodoru, w wyniku której powstaje kation amon NH4+. Upłynnia się pod nadciśnieniem w temperaturze pokojowej. W stanie ciekłym wiąże się poprzez wiązania wodorowe. Termicznie niestabilny. Dobrze rozpuszczalny w wodzie (ponad 700 l/1 l H 2 O w temperaturze 20 °C); udział w roztworze nasyconym wynosi = 34% masowych i = 99% objętościowych, pH = 11,8.
Bardzo reaktywny, podatny na reakcje addycji. Cr reaguje z tlenem, reaguje z kwasami. Wykazuje właściwości redukujące (dzięki N-III) i utleniające (dzięki HI). Suszy się wyłącznie tlenkiem wapnia.
Reakcje jakościowe– powstawanie białego „dymu” w kontakcie z gazowym HCl, czernienie kartki papieru zwilżonej roztworem Hg 2 (NO 3) 2.
Produkt pośredni w syntezie HNO 3 i soli amonowych. Stosowany do produkcji sody, nawozów azotowych, barwników, materiałów wybuchowych; ciekły amoniak jest czynnikiem chłodniczym. Trujący.
Równania najważniejszych reakcji:
Paragon: V laboratoria– wypieranie amoniaku z soli amonowych po ogrzaniu wapnem sodowanym (NaOH + CaO):
lub gotowanie wodnego roztworu amoniaku, a następnie suszenie gazu.
W przemysł amoniak syntetyzuje się z azotu (patrz) za pomocą wodoru. Produkowany przemysłowo w postaci skroplonej lub w postaci stężonego roztworu wodnego pod nazwą techniczną woda amoniakalna.
Wodzian amoniaku NH 3 H 2 O. Połączenie międzycząsteczkowe. Biały, w sieci krystalicznej - cząsteczki NH 3 i H 2 O, połączone słabym wiązaniem wodorowym H 3 N... HOH. Występuje w wodnym roztworze amoniaku, słabej zasadzie (produkty dysocjacji – NH 4 – kation i OH – anion). Kation amonowy ma regularną strukturę czworościenną (hybrydyzacja sp 3). Termicznie niestabilny, całkowicie rozkłada się po zagotowaniu roztworu. Neutralizowany mocnymi kwasami. Wykazuje właściwości redukujące (ze względu na N III) w stężonym roztworze. Bierze udział w reakcjach wymiany jonowej i kompleksowania.
Reakcja jakościowa– powstawanie białego „dymu” w kontakcie z gazowym HCl.
Służy do wytworzenia lekko zasadowego środowiska w roztworze podczas wytrącania wodorotlenków amfoterycznych.
1M roztwór amoniaku zawiera głównie hydrat NH 3 H 2 O i tylko 0,4% jonów NH 4 + i OH - (w wyniku dysocjacji hydratu); Zatem jonowy „wodorotlenek amonu NH 4 OH” praktycznie nie jest zawarty w roztworze i nie ma takiego związku w stałym hydracie. Równania najważniejszych reakcji:
NH3H2O (stężony) = NH3 + H2O (wrzenie z NaOH)
NH 3 H 2 O + HCl (rozcieńczony) = NH 4 Cl + H 2 O
3(NH3H2O) (stęż.) + CrCl 3 = Cr(OH) 3 ↓ + 3NH4Cl
8(NH3H2O) (stęż.) + ZBr2 (p) = N2 + 6NH4Br + 8H2O (40–50 °C)
2(NH 3 H 2 O) (stęż.) + 2KMnO 4 = N 2 + 2MnO 2 ↓ + 4H 2 O + 2KOH
4(NH3H2O) (stęż.) + Ag2O= 2OH + 3H2O
4(NH3H2O) (stęż.) + Cu(OH)2 + (OH)2 + 4H2O
6(NH3H2O) (stęż.) + NiCl2 = Cl2 + 6H2O
Często nazywany jest rozcieńczonym roztworem amoniaku (3–10%) amoniak(nazwa została wymyślona przez alchemików) i stężony roztwór (18,5–25%) - woda amoniakalna(wyprodukowany przez przemysł).
Powiązane informacje.
Tlen z najpowszechniejszy pierwiastek skorupy ziemskiej. Cząsteczka tlenu jest dwuatomowa (O2). Prosta substancja – tlen cząsteczkowy – to bezbarwny i bezwonny gaz, słabo rozpuszczalny w wodzie. Atmosfera ziemska zawiera 21% (objętościowo) tlenu. W związkach naturalnych tlen występuje w postaci tlenków (H 2 O, SiO 2) i soli oksokwasów. Jednym z najważniejszych naturalnych związków tlenu jest woda, czyli tlenek wodoru H2O.
Oprócz tlenków tlen może tworzyć nadtlenki - substancje zawierające następującą grupę atomów: –O–O–. Jednym z najważniejszych nadtlenków jest nadtlenek wodoru H 2 O 2 (H–O–O–H). W nadtlenkach atomy tlenu mają pośredni stopień utlenienia minus 1, więc związki te mogą być zarówno środkami utleniającymi, jak i redukującymi:
Z wartości standardowych potencjałów elektrod wynika, że tlenki
Właściwości termiczne H2O2 są najbardziej widoczne w środowisku kwaśnym, a właściwości redukujące są najbardziej widoczne w środowisku zasadowym. Na przykład nadtlenek wodoru w środowisku kwaśnym jest w stanie utleniać te substancje, których potencjał standardowy układu elektrochemicznego nie przekracza +1,776 V, a redukować tylko te, których potencjał jest większy niż +0,682 V.
Alotropową modyfikacją tlenu jest ozon (O3), gaz o specyficznym zapachu. Ozon powstaje w wyniku działania „cichych” wyładowań elektrycznych na tlen w specjalnych urządzeniach – ozonatorach. Reakcja przemiany tlenu w ozon wymaga energii:
3O2 ↔ 2O3 – 285 kJ.
Proces odwrotny – rozkład ozonu – zachodzi samoistnie.
Ozon jest jednym z najsilniejszych utleniaczy; pod względem aktywności oksydacyjnej ustępuje jedynie fluorowi.
W wysokich temperaturach siarka reaguje z wodorem, tworząc siarkowodór(H2S) to bezbarwny gaz o charakterystycznym zapachu gnijącego białka. Ponieważ ta reakcja jest odwracalna, w praktyce siarkowodór zwykle powstaje w wyniku działania rozcieńczonych kwasów na siarczki metali:
FeS + 2 HCl → H2S + FeCl2.
Siarkowodór jest silnym środkiem redukującym; Zapalony w powietrzu pali się niebieskawym płomieniem:
2 H2S + 3 O2 → 2 SO2 + 2 H2O (w nadmiarze tlenu).
Dlatego mieszanina siarkowodoru z powietrzem jest wybuchowa. Przy braku tlenu siarkowodór utlenia się tylko do wolnej siarki:
2 H2S + O2 → 2 S + 2 H2O.
Siarkowodór jest bardzo trujący i może powodować ciężkie zatrucie.
Roztwór siarkowodoru w wodzie ma właściwości słabego kwasu dwuzasadowego (K1 = 6×10–8, K2 = 1×10–14). Średnie sole kwasu wodorosiarczkowego - siarczki - można otrzymać w wyniku bezpośredniego oddziaływania metali z siarką. Słabo rozpuszczalne siarczki można otrzymać w reakcji siarkowodoru z roztworami soli odpowiednich metali:
CuSO4 + H2S CuS+ H2SO4 .
Tlenek siarki(IV) powstaje, gdy siarka spala się w powietrzu:
S + O2 → SO2.
W przemyśle SO2 otrzymywany jest poprzez prażenie siarczków i wielosiarczków metali, a także poprzez termiczny rozkład siarczanów (w szczególności CaSO4):
Dwutlenek siarki jest bezbarwnym gazem o zapachu spalonej siarki. SO2 dobrze rozpuszcza się w wodzie, tworząc kwas siarkowy:
Kwas siarkowy– słaby kwas dwuzasadowy (K1=1,6×10–2, K2=6×10–8). H2SO3 i jego sole są dobrymi środkami redukującymi i utleniają się do kwasu siarkowego lub siarczanów:
W wysokich temperaturach w obecności katalizatora (V2O5, stopy na bazie platyny) dwutlenek siarki utlenia się tlenem do trójtlenek:
Tlenek siarki (VI) to bezwodnik kwasu siarkowego:
W stanie gazowym tlenek siarki (VI) składa się z cząsteczek SO3 ułożonych w kształt regularnego trójkąta. Kiedy para SO3 skrapla się, tworzy się lotna ciecz (temperatura wrzenia = +44,8°C), składająca się głównie z trimerycznych cząsteczek cyklicznych. Po ochłodzeniu do +16,8°C twardnieje i tworzy się tak zwana lodowa modyfikacja SO3. Podczas przechowywania stopniowo przekształca się w azbestową modyfikację SO3, składającą się z cząsteczek polimeru.
Stężony kwas siarkowy, zwłaszcza gorący, jest silnym środkiem utleniającym. Utlenia jony bromkowe i jodkowe do wolnych halogenów, węgla do dwutlenku węgla, siarki do SO2. Podczas interakcji z metalami stężony kwas siarkowy przekształca je w siarczany, redukując je do SO2, S lub H2S. Im bardziej aktywny jest metal, tym głębiej kwas jest redukowany.
Na przykład, gdy stężony kwas siarkowy reaguje z miedzią, uwalniany jest głównie SO2; Podczas interakcji z cynkiem można zaobserwować jednoczesne uwalnianie tlenku siarki (IV), wolnej siarki i siarkowodoru:
H2SO4 jest mocnym kwasem dwuzasadowym, zdysocjowanym w pierwszym etapie
prawie całkowicie; dysocjacja w drugim etapie zachodzi w mniejszym stopniu, natomiast w rozcieńczonych roztworach wodnych kwas siarkowy dysocjuje prawie całkowicie według następującego schematu:
H2SO4 → 2H + + SO4 2-
Większość soli kwasu siarkowego jest dobrze rozpuszczalna w wodzie. Do praktycznie nierozpuszczalnych należą BaSO4, SrSO4, PbSO4; słabo rozpuszczalny CaSO4. Jakościowa reakcja na jony SO4 2– polega na tworzeniu się słabo rozpuszczalnych siarczanów. Na przykład, gdy jony baru wprowadza się do roztworu zawierającego siarczany, wytrąca się biały osad siarczanu baru, praktycznie nierozpuszczalny w wodzie i rozcieńczonych kwasach:
Ba 2+ + SO4 2- → BaSO4↓ .
Kwas siarkowy wykorzystywany jest do produkcji nawozów mineralnych;
jako elektrolit w akumulatorach ołowiowych; do otrzymywania różnych kwasów mineralnych i soli; w produkcji włókien chemicznych, barwników, materiałów dymotwórczych i wybuchowych; w przemyśle naftowym, metalowym, tekstylnym, skórzanym i innych, itp.
Almurzinova Zavrish Bisembaevna , nauczyciel biologii i chemii MBOU „Państwowe Gospodarstwo Rolne Podstawowe szkoła średnia Rejon Adamowski, obwód Orenburg.
Przedmiot – chemia, ocena – 9.
Zespół edukacyjny: „Chemia nieorganiczna”, autorzy: G.E. Rudzitis, F.G. Feldman, Moskwa, „Oświecenie”, 2014.
Poziom wyszkolenia – podstawowy.
Temat : „Siarkowodór. Siarczki. Dwutlenek siarki. Kwas siarkowy i jego sole.” Liczba godzin poświęconych tematowi – 1.
Lekcja nr 4 w systemie lekcji na ten temat« Tlen i siarka ».
Cel : W oparciu o wiedzę dotyczącą budowy siarkowodoru i tlenków siarki rozważyć ich właściwości i wytwarzanie, zapoznać studentów z metodami rozpoznawania siarczków i siarczynów.
Zadania:
1. Edukacyjne – badać cechy strukturalne i właściwości związków siarki (II) I(IV); zapoznać się z reakcjami jakościowymi na jony siarczkowe i siarczynowe.
2. Rozwojowe – rozwijanie umiejętności uczniów w zakresie przeprowadzania eksperymentów, obserwacji wyników, analizowania i wyciągania wniosków.
3. Edukacyjne – rozwijanie zainteresowań przedmiotem nauczania i kształtowanie umiejętności obcowania z przyrodą.
Planowane wyniki : potrafi opisać właściwości fizyczne i chemiczne siarkowodoru, kwasu siarkowodorowego i jego soli; zna metody wytwarzania dwutlenku siarki i kwasu siarkowego, wyjaśnia właściwości związków siarki(II) i (IV) oparte na koncepcjach procesów redoks; mają pojęcie o wpływie dwutlenku siarki na występowanie kwaśnych deszczy.
Sprzęt : Na stole demonstracyjnym: siarka, siarczek sodu, siarczek żelaza, roztwór lakmusu, roztwór kwasu siarkowego, roztwór azotanu ołowiu, chlor w butli zamkniętej korkiem, urządzenie do wytwarzania siarkowodoru i badania jego właściwości, tlenek siarki (VI), gazomierz tlenu, szklanka 500 ml, łyżka do substancji palących.
Postęp lekcji :
Moment organizacyjny .
Prowadzimy rozmowę na temat powtarzania właściwości siarki:
1) co wyjaśnia obecność kilku alotropowych modyfikacji siarki?
2) co dzieje się z cząsteczkami: A) gdy siarka w postaci pary jest schładzana. B) o godz długoterminowe przechowywanie siarka plastyczna, c) gdy z roztworu siarki w rozpuszczalnikach organicznych, np. w toluenie, wytrącą się kryształy?
3) na czym polega np. flotacyjna metoda oczyszczania siarki z zanieczyszczeń? piasek rzeczny?
Wzywamy dwóch uczniów: 1) rysujemy schematy cząsteczek różnych alotropowych modyfikacji siarki i rozmawiamy o ich właściwościach fizycznych. 2) układać równania reakcji charakteryzujące właściwości tlenu i rozpatrywać je z punktu widzenia utleniania-redukcji.
Pozostali uczniowie rozwiązują zadanie: jaka jest masa siarczku cynku powstającego podczas reakcji związku cynku z siarką, wziętego z ilości substancji wynoszącej 2,5 mola?
Wspólnie z uczniami ustalamy cel lekcji : zapoznaj się z właściwościami związków siarki o stopniach utlenienia -2 i +4.
Nowy temat : Uczniowie wymieniają znane im związki, w których siarka wykazuje te stopnie utlenienia. Wzory chemiczne, elektroniczne i strukturalne siarkowodoru i tlenku siarki (IV), kwas siarkowy.
Jak zdobyć siarkowodór? Studenci zapisują równanie reakcji siarki z wodorem i wyjaśniają je z punktu widzenia utleniania-redukcji. Następnie rozważa się inną metodę wytwarzania siarkowodoru: reakcję wymiany kwasów na siarczki metali. Porównajmy tę metodę z metodami wytwarzania halogenowodorów. Zauważamy, że stopień utlenienia siarki w reakcjach wymiany nie zmienia się.
Jakie właściwości ma siarkowodór? Dowiemy się w rozmowie właściwości fizyczne, zauważamy efekt fizjologiczny. Właściwości chemiczne określamy eksperymentując ze spalaniem siarkowodoru w powietrzu w temperaturze różne warunki. Co może powstać jako produkty reakcji? Rozważamy reakcje z punktu widzenia utleniania i redukcji:
2 N 2 S+3O 2 = 2H 2 O+2SO 2
2H 2 S+O 2 =2H 2 O+2S
Zwracamy uwagę uczniów na fakt, że przy całkowitym spalaniu następuje pełniejsze utlenianie (S -2 - 6 mi - = S +4 ) niż w drugim przypadku (S -2 - 2 mi - = S 0 ).
Omawiamy, jak będzie przebiegał proces, jeśli jako środek utleniający zastosuje się chlor. Pokazujemy doświadczenie mieszania gazów w dwóch butlach, z których górna jest wstępnie napełniona chlorem, a dolna siarkowodorem. Chlor ulega odbarwieniu i tworzy się chlorowodór. Siarka osadza się na ściankach cylindra. Następnie rozważamy istotę reakcji rozkładu siarkowodoru i prowadzimy uczniów do wniosku o kwasowym charakterze siarkowodoru, potwierdzając to doświadczeniem z lakmusem. Następnie przeprowadzamy jakościową reakcję na jon siarczkowy i układamy równanie reakcji:
Nie 2 S+Pb(NIE 3 ) 2 =2NaNO 3 +PbS ↓
Wspólnie ze studentami formułujemy wniosek: siarkowodór jest jedynie reduktorem w reakcjach redoks, ma charakter kwaśny, a jego roztwór w wodzie jest kwasem.
S 0 →S -2 ; S -2 →S 0 ; S 0 →S +4 ; S -2 →S +4 ; S 0 →H 2 S -2 → S +4 O 2.
Prowadzimy uczniów do wniosku, że istnieje powiązanie genetyczne pomiędzy związkami siarki i rozpoczynamy rozmowę na temat tych związkówS +4 . Pokazujemy eksperymenty: 1) otrzymywanie tlenku siarki (IV), 2) odbarwienie roztworu fuksyny, 3) rozpuszczenie tlenku siarki (IV) w wodzie, 4) detekcja kwasu. Układamy równania reakcji dla przeprowadzonych eksperymentów i analizujemy istotę reakcji:
2SO 2 + O 2 =2 SO 3 ; SO 2 +2H 2 S=3S+2H 2 O.
Kwas siarkawy jest związkiem nietrwałym, łatwo rozkładającym się na tlenek siarki (IV) i wodę, dlatego występuje tylko w roztworach wodnych. Kwas ten jest średnio mocny. Tworzy dwa rzędy soli: środkowe to siarczyny (SO 3 -2 ), kwaśne – podsiarczyny (H.S.O 3 -1 ).
Wykazujemy doświadczenie: jakościowe oznaczanie siarczynów, oddziaływanie siarczynów z mocnym kwasem, który uwalnia gazSO 2 ostry zapach:
DO 2 SO 3 + N 2 SO 4 → K 2 SO 4 + N 2 O +SO 2
Konsolidacja. Pracuj nad dwiema opcjami opracowania schematów zastosowań: 1 opcja dla siarkowodoru, druga opcja dla tlenku siarki (IV)
Odbicie . Podsumujmy pracę:
O jakich połączeniach dzisiaj rozmawialiśmy?
Jakie właściwości wykazują związki siarki?II) I (IV).
Nazwij obszary zastosowań tych związków
VII. Praca domowa: §11,12, ćwiczenia 3-5 (s.34)