Žveplova kislina je anorganska dvobazična nestabilna kislina srednje jakosti. Nestabilna spojina, poznana le v vodnih raztopinah v koncentraciji največ šest odstotkov. Ko poskušamo izolirati čisto žveplovo kislino, ta razpade na žveplov oksid (SO2) in vodo (H2O). Na primer, ko koncentrirana žveplova kislina (H2SO4) reagira z natrijevim sulfitom (Na2SO3), se namesto žveplove kisline sprosti žveplov oksid (SO2). Tako izgleda reakcija:
Na2SO3 (natrijev sulfit) + H2SO4 ( žveplova kislina) = Na2SO4 (natrijev sulfat) + SO2 (žveplov dioksid) + H2O (voda)
Raztopina žveplove kisline
Pri shranjevanju je treba izključiti dostop zraka. V nasprotnem primeru se bo žveplova kislina, ki počasi absorbira kisik (O2), spremenila v žveplovo kislino.
2H2SO3 (žveplova kislina) + O2 (kisik) = 2H2SO4 (žveplova kislina)
Raztopine žveplove kisline imajo precej specifičen vonj (spominja na vonj, ki ostane po prižiganju vžigalice), katerega prisotnost je mogoče pojasniti s prisotnostjo žveplovega oksida (SO2), ki ni kemično vezan na vodo.
Kemijske lastnostižveplova kislina
1. H2SO3) se lahko uporablja kot redukcijsko sredstvo ali oksidacijsko sredstvo.
H2SO3 je dobro redukcijsko sredstvo. Z njegovo pomočjo je mogoče iz prostih halogenov pridobiti vodikove halogenide. Na primer:
H2SO3 (žveplova kislina) + Cl2 (klor, plin) + H2O (voda) = H2SO4 (žveplova kislina) + 2HCl ( klorovodikova kislina)
Toda pri interakciji z močnimi redukcijskimi sredstvi bo ta kislina delovala kot oksidant. Primer je reakcija žveplove kisline z vodikovim sulfidom:
H2SO3 (žveplova kislina) + 2H2S (vodikov sulfid) = 3S (žveplo) + 3H2O (voda)
2. Kemična spojina, ki jo obravnavamo, tvori dve - sulfite (srednje) in hidrosulfite (kisle). Te soli so reducenti, tako kot (H2SO3) žveplova kislina. Ko se oksidirajo, nastanejo soli žveplove kisline. Pri žganju sulfitov aktivnih kovin nastanejo sulfati in sulfidi. To je reakcija samooksidacije-samozdravljenja. Na primer:
4Na2SO3 (natrijev sulfit) = Na2S + 3Na2SO4 (natrijev sulfat)
Natrijev in kalijev sulfit (Na2SO3 in K2SO3) se uporabljata pri barvanju tkanin v tekstilni industriji, pri beljenju kovin in v fotografiji. Kalcijev hidrosulfit (Ca(HSO3)2), ki obstaja samo v raztopini, se uporablja za predelavo lesnega materiala v posebno sulfitno kašo. Nato se uporablja za izdelavo papirja.
Uporaba žveplove kisline
Žveplova kislina se uporablja:
Za beljenje volne, svile, lesne mase, papirja in drugih podobnih snovi, ki ne prenesejo beljenja z močnejšimi oksidanti (npr. klor);
Kot konzervans in antiseptik, na primer za preprečevanje fermentacije žita pri proizvodnji škroba ali za preprečevanje procesa fermentacije v vinskih sodih;
Za konzerviranje hrane, na primer pri konzerviranju zelenjave in sadja;
Predelano v sulfitno kašo, iz katere se nato proizvaja papir. V tem primeru se uporablja raztopina kalcijevega hidrosulfita (Ca(HSO3)2), ki topi lignin, posebno snov, ki veže celulozna vlakna.
Žveplova kislina: priprava
To kislino lahko proizvedemo z raztapljanjem žveplovega dioksida (SO2) v vodi (H2O). Potrebovali boste koncentrirano žveplovo kislino (H2SO4), baker (Cu) in epruveto. Algoritem dejanj:
1. V epruveto previdno vlijemo koncentrirano žveplovo kislino in vanjo položimo kos bakra. Segrejte se. Pojavi se naslednja reakcija:
Cu (baker) + 2H2SO4 (žveplova kislina) = CuSO4 (žveplov sulfat) + SO2 (žveplov dioksid) + H2O (voda)
2. Tok žveplovega dioksida mora biti usmerjen v epruveto z vodo. Ko se raztopi, se delno pojavi z vodo, kar povzroči nastanek žveplove kisline:
SO2 (žveplov dioksid) + H2O (voda) = H2SO3
Torej, s prehodom žveplovega dioksida skozi vodo lahko dobite žveplovo kislino. Upoštevati je treba, da ima ta plin dražilni učinek na membrane dihalnih poti, lahko povzroči vnetje, pa tudi izgubo apetita. Dolgotrajno vdihavanje lahko povzroči izgubo zavesti. S tem plinom je treba ravnati skrajno previdno in previdno.
Vodikov sulfid (H₂S) je brezbarven plin z vonjem po gnilih jajcih. Je gostejši od vodika. Vodikov sulfid je smrtno strupen za ljudi in živali. Že majhna količina v zraku povzroči vrtoglavico in slabost, najhuje pa je, da se po daljšem vdihavanju tega vonja ne čuti več. Za zastrupitev z vodikovim sulfidom pa obstaja preprost protistrup: kos belila zavijte v robec, ga nato navlažite in nekaj časa vohajte embalažo. Vodikov sulfid nastane z reakcijo žvepla z vodikom pri temperaturi 350 °C:
H₂ + S → H₂S
To je redoks reakcija: med njo se spremenijo oksidacijska stanja elementov, ki sodelujejo v njej.
V laboratorijskih pogojih se vodikov sulfid proizvaja z obdelavo železovega sulfida z žveplovo ali klorovodikovo kislino:
FeS + 2HCl → FeCl₂ + H₂S
To je reakcija izmenjave: pri njej medsebojno delujoče snovi izmenjajo svoje ione. Ta postopek se običajno izvaja s Kippovim aparatom.
Kippov aparat
Lastnosti vodikovega sulfida
Pri gorenju vodikovega sulfida nastaneta žveplov oksid 4 in vodna para:
2H₂S + 3О₂ → 2Н₂О + 2SO₂
H₂S gori z modrikastim plamenom in če nad njim primemo obrnjeno čašo, se na njenih stenah pojavi prozoren kondenzat (voda).
Vendar pa z rahlim znižanjem temperature ta reakcija poteka nekoliko drugače: na stenah predhodno ohlajenega stekla se pojavi rumenkasta prevleka prostega žvepla:
2H₂S + O₂ → 2H₂O + 2S
Na tej reakciji temelji industrijska metoda pridobivanja žvepla.
Pri vžigu vnaprej pripravljene plinske zmesi vodikovega sulfida in kisika pride do eksplozije.
Pri reakciji vodikovega sulfida in žveplovega (IV) oksida nastane tudi prosto žveplo:
2H₂S + SO₂ → 2H₂O + 3S
Vodikov sulfid je topen v vodi in trije volumni tega plina se lahko raztopijo v enem volumnu vode, pri čemer nastane šibka in nestabilna hidrosulfidna kislina (H₂S). To kislino imenujemo tudi vodikova sulfidna voda. Kot lahko vidite, sta formuli plina vodikov sulfid in vodikov sulfid kisline zapisane na enak način.
Če hidrosulfidni kislini dodamo raztopino svinčeve soli, nastane črna oborina svinčevega sulfida:
H₂S + Pb(NO₃)₂ → PbS + 2HNO3
To je kvalitativna reakcija za odkrivanje vodikovega sulfida. Dokazuje tudi sposobnost hidrosulfidne kisline, da vstopi v reakcije izmenjave z raztopinami soli. Tako je vsaka topna svinčeva sol reagent za vodikov sulfid. Tudi nekateri drugi kovinski sulfidi imajo značilno barvo, na primer: cinkov sulfid ZnS - bel, kadmijev sulfid CdS - rumen, bakrov sulfid CuS - črn, antimonov sulfid Sb₂S3 - rdeč.
Mimogrede, vodikov sulfid je nestabilen plin in pri segrevanju skoraj popolnoma razpade na vodik in prosto žveplo:
H₂S → H₂ + S
Vodikov sulfid intenzivno sodeluje z vodnimi raztopinami halogenov:
H₂S + 4Cl₂ + 4H₂O → H₂SO₄ + 8HCl
Vodikov sulfid v naravi in človeški dejavnosti
Vodikov sulfid je del vulkanskih plinov, zemeljskega plina in plinov, povezanih z naftnimi polji. Veliko ga je tudi v naravnih mineralnih vodah, na primer v Črnem morju leži na globini 150 metrov in nižje.
Uporablja se vodikov sulfid:
- v medicini (zdravljenje z vodikovimi sulfidnimi kopelmi in mineralnimi vodami);
- v industriji (proizvodnja žvepla, žveplove kisline in sulfidov);
- v analizni kemiji (za obarjanje sulfidov težkih kovin, ki so običajno netopni);
- v organski sintezi (za proizvodnjo žveplovih analogov organskih alkoholov (merkaptanov) in tiofena (aromatičnih ogljikovodikov, ki vsebujejo žveplo). Drugo nedavno nastajajoče področje v znanosti je energija vodikovega sulfida. Proizvodnja energije iz usedlin vodikovega sulfida z dna Črnega morja se resno preučuje.
Narava redoks reakcij žvepla in vodika
Reakcija nastajanja vodikovega sulfida je redoks:
Н₂⁰ + S⁰ → H₂⁺S²⁻
Postopek interakcije žvepla z vodikom je enostavno razložiti s strukturo njihovih atomov. Vodik zaseda prvo mesto v periodnem sistemu, zato je naboj njegovega atomskega jedra enak (+1), okoli atomskega jedra pa kroži 1 elektron. Vodik zlahka preda svoj elektron atomom drugih elementov in se spremeni v pozitivno nabit vodikov ion - proton:
Н⁰ -1е⁻= Н⁺
Žveplo je v periodnem sistemu na šestnajstem mestu. To pomeni, da je naboj jedra njegovega atoma (+16), število elektronov v vsakem atomu pa je prav tako 16e⁻. Lokacija žvepla v tretji periodi nakazuje, da se njegovih šestnajst elektronov vrti okoli atomskega jedra in tvori 3 plasti, od katerih zadnja vsebuje 6 valenčnih elektronov. Število valenčnih elektronov žvepla ustreza številu skupine VI, v kateri se nahaja v periodnem sistemu.
Torej lahko žveplo odda vseh šest valenčnih elektronov, kot v primeru tvorbe žveplovega (VI) oksida:
2S⁰ + 3O2⁰ → 2S⁺⁶O₃⁻²
Poleg tega lahko zaradi oksidacije žvepla atom 4e⁻ prepusti drugemu elementu, da nastane žveplov(IV) oksid:
S⁰ + O2⁰ → S⁺4 O2⁻²
Žveplo lahko tudi odda dva elektrona, da nastane žveplov (II) klorid:
S⁰ + Cl2⁰ → S⁺² Cl2⁻
V vseh treh zgornjih reakcijah žveplo odda elektrone. Posledično se oksidira, hkrati pa deluje kot redukcijsko sredstvo za kisikove atome O in klor Cl. Vendar pa je v primeru nastanka H2S oksidacija veliko vodikovih atomov, saj so oni tisti, ki izgubijo elektrone in obnovijo zunanjo raven energiježveplo s šestih elektronov na osem. Posledično vsak atom vodika v svoji molekuli postane proton:
Н2⁰-2е⁻ → 2Н⁺,
in molekula žvepla se, nasprotno, reducira, spremeni v negativno nabit anion (S⁻²): S⁰ + 2е⁻ → S⁻²
Tako v kemijska reakcija Pri nastajanju vodikovega sulfida je oksidant žveplo.
Z vidika manifestacije žvepla v različnih oksidacijskih stopnjah je še ena zanimiva interakcija med žveplovim (IV) oksidom in vodikovim sulfidom reakcija za nastanek prostega žvepla:
2H₂⁺S-²+ S⁺4O₂-² → 2H₂⁺O-²+ 3S⁰
Kot je razvidno iz reakcijske enačbe, sta tako oksidant kot reducent v njej žveplovi ioni. Dva žveplova aniona (2-) oddata dva svoja elektrona žveplovemu atomu v molekuli žveplovega(II) oksida, zaradi česar se vsi trije žveplovi atomi reducirajo v prosto žveplo.
2S-² - 4е⁻→ 2S⁰ - redukcijsko sredstvo, oksidira;
S⁺⁴ + 4е⁻→ S⁰ - oksidant, reduciran.
Žveplo– element 3. obdobja in skupine VIA periodnega sistema, zaporedna številka 16, se nanaša na halkogeni. Elektronska formula atoma je [ 10 Ne]3s 2 3p 4, značilna oksidacijska stanja so 0, -II, +IV in +VI, stanje S VI velja za stabilno.
Lestvica oksidacijskih stanj žvepla:
Elektronegativnost žvepla je 2,60 in je značilna po nekovinskih lastnostih. V vodikovih in kisikovih spojinah se nahaja v različnih anionih in tvori kisline, ki vsebujejo kisik, in njihove soli, binarne spojine.
V naravi - petnajsti element po kemični številčnosti (sedmi med nekovinami). Najdemo ga v prosti (nativni) in vezani obliki. Bistven element za višje organizme.
Žveplo S. Preprosta snov. rumeni kristali (α-rombični in β-monoklinski,
pri 95,5 °C) ali amorfne (plastične). Na vozliščih kristalne rešetke so molekule S 8 (neplanarni obroči tipa "krone"), amorfno žveplo je sestavljeno iz verig S n. Snov z nizkim tališčem, viskoznost tekočine doseže maksimum pri 200 °C (razpad molekul S 8, prepletanje verig S n). Par vsebuje molekule S 8, S 6, S 4, S 2. Pri 1500 °C se pojavi enoatomno žveplo (v kemijskih enačbah je zaradi poenostavitve vsako žveplo prikazano kot S).
Žveplo je netopno v vodi in v normalnih pogojih ne reagira z njo; je zelo topno v ogljikovem disulfidu CS 2.
Žveplo, zlasti žveplo v prahu, je pri segrevanju zelo aktivno. Reagira kot oksidant s kovinami in nekovinami:
ampak kot redukcijsko sredstvo– s fluorom, kisikom in kislinami (vreli):
Žveplo je podvrženo dismutaciji v alkalijskih raztopinah:
3S 0 + 6KOH (konc.) = 2K 2 S ‑II + K 2 S IV O 3 + 3H 2 O
Pri visokih temperaturah (400 °C) žveplo izpodriva jod iz vodikovega jodida:
S + 2HI (g) = I 2 + H 2 S,
v raztopini pa gre reakcija v nasprotni smeri:
I 2 + H 2 S (p) = 2 HI + S↓
potrdilo o prejemu: V industrija talino iz naravnih nahajališč naravnega žvepla (z uporabo vodne pare), ki se sprošča med razžveplanjem produktov uplinjanja premoga.
Žveplo se uporablja za sintezo ogljikovega disulfida, žveplove kisline, žveplovih (kabnih) barvil, pri vulkanizaciji gume, kot sredstvo za zaščito rastlin pred pepelasto plesnijo in za zdravljenje kožnih bolezni.
Vodikov sulfid H 2 S. Anoksična kislina. Brezbarven plin z zadušljivim vonjem, težji od zraka. Molekula ima zgradbo dvojno nepopolnega tetraedra [::S(H) 2 ]
(sp 3 -hibridizacija, valet kot H – S–H je daleč od tetraedričnega). Nestabilen pri segrevanju nad 400 °C. Rahlo topen v vodi (2,6 l/1 l H 2 O pri 20 °C), nasičeni decimolarni raztopini (0,1 M, "vodikova sulfidna voda"). Zelo šibka kislina v raztopini, v drugi stopnji praktično ne disociira na S 2‑ ione (največja koncentracija S 2‑ je 1 10 – 13 mol/l). Ko je izpostavljena zraku, raztopina postane motna (zaviralec je saharoza). Nevtraliziran z alkalijami, vendar ne popolnoma z amonijakovim hidratom. Močno redukcijsko sredstvo. Vstopi v reakcije ionske izmenjave. Sredstvo za sulfidiranje iz raztopine obori različno obarvane sulfide z zelo nizko topnostjo.
Kvalitativne reakcije– obarjanje sulfidov, pa tudi nepopolno zgorevanje H 2 S s tvorbo rumenega žveplovega nanosa na hladnem predmetu (porcelanska lopatica), prinesenem v plamen. Stranski produkt pri rafiniranju nafte, naravnega in koksarniškega plina.
Uporablja se pri proizvodnji žvepla, anorganskih in organskih spojin, ki vsebujejo žveplo, kot analitski reagent. Izredno strupeno. Enačbe najpomembnejših reakcij:
potrdilo o prejemu: V industrija– neposredna sinteza:
H 2 + S = H2S(150–200 °C)
ali s segrevanjem žvepla s parafinom;
V laboratorijih– izpodrivanje iz sulfidov z močnimi kislinami
FeS + 2НCl (konc.) = FeCl 2 + H2S
ali popolna hidroliza binarnih spojin:
Al 2 S 3 + 6H 2 O = 2Al(OH) 3 ↓ + 3 H2S
Natrijev sulfid Na 2 S. Sol brez kisika. Bela, zelo higroskopna. Topi se brez razgradnje, termično stabilen. Je zelo topen v vodi, hidrolizira pri anionu in ustvarja visoko alkalno okolje v raztopini. Ob stiku z zrakom raztopina postane motna (koloidno žveplo) in porumeni (polisulfidna barva). Tipičen reduktor. Dodaja žveplo. Vstopi v reakcije ionske izmenjave.
Kvalitativne reakcije na ion S 2‑ – izločanje različno obarvanih kovinskih sulfidov, od katerih MnS, FeS, ZnS razpadejo v HCl (razredčeno).
Uporablja se pri proizvodnji žveplovih barvil in celuloze, za odstranjevanje dlak s kož pri strojenju usnja, kot reagent v analizni kemiji.
Enačbe najpomembnejših reakcij:
Na 2 S + 2НCl (razredčen) = 2NaCl + H 2 S
Na 2 S + 3H 2 SO 4 (konc.) = SO 2 + S↓ + 2H 2 O + 2NaHSO 4 (do 50 °C)
Na 2 S + 4HNO 3 (konc.) = 2NO + S↓ + 2H 2 O + 2NaNO 3 (60 °C)
Na 2 S + H 2 S (nasičen) = 2NaHS
Na 2 S (t) + 2O 2 = Na 2 SO 4 (nad 400 °C)
Na 2 S + 4H 2 O 2 (konc.) = Na 2 SO 4 + 4H 2 O
S 2‑ + M 2+ = MnS (tel.)↓; FeS (črna)↓; ZnS (bel)↓
S 2‑ + 2Ag + = Ag 2 S (črna)↓
S 2‑ + M 2+ = СdS (rumena)↓; PbS, CuS, HgS (črna)↓
3S 2‑ + 2Bi 3+ = Bi 2 S 3 (kor. – črna)↓
3S 2‑ + 6H 2 O + 2M 3+ = 3H 2 S + 2M(OH) 3 ↓ (M = Al, Cr)
potrdilo o prejemu V industrija– žganje minerala mirabilit Na 2 SO 4 10H 2 O v prisotnosti reduktivnih sredstev:
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)
Aluminijev sulfid Al 2 S 3. Sol brez kisika. Bela, vez Al–S je pretežno kovalentna. Topi se brez razgradnje pod nadtlakom N 2, zlahka sublimira. Pri segrevanju na zraku oksidira. Voda ga popolnoma hidrolizira in se ne obarja iz raztopine. Razgradi se z močnimi kislinami. Uporablja se kot trden vir čistega vodikovega sulfida. Enačbe najpomembnejših reakcij:
Al 2 S 3 + 6H 2 O = 2Al(OH) 3 ↓ + 3H 2 S (čist)
Al 2 S 3 + 6HCl (razredčen) = 2AlCl 3 + 3H 2 S
Al 2 S 3 + 24HNO 3 (konc.) = Al 2 (SO 4) 3 + 24NO 2 + 12H 2 O (100 °C)
2Al 2 S 3 + 9O 2 (zrak) = 2Al 2 O 3 + 6SO 2 (700–800 °C)
potrdilo o prejemu: interakcija aluminija s staljenim žveplom v odsotnosti kisika in vlage:
2Al + 3S = AL 2 S 3(150–200 °C)
Železov (II) sulfid FeS. Sol brez kisika. Črno-siva z zelenim odtenkom, ognjevzdržna, pri segrevanju v vakuumu razpade. V mokrem stanju je občutljiv na kisik v zraku. Netopen v vodi. Ne obori se, ko so raztopine železovih(II) soli nasičene z vodikovim sulfidom. Razgradi se s kislinami. Uporablja se kot surovina pri proizvodnji litega železa, trdnega vira vodikovega sulfida.
Železova(III) spojina Fe 2 S 3 ni znana (ni pridobljena).
Enačbe najpomembnejših reakcij:
Prejem:
Fe + S = FeS(600 °C)
Fe 2 O 3 + H 2 + 2H 2 S = 9 FeS+ 3H 2 O (700–1000 °C)
FeCl 2 + 2NH 4 HS (g) = FeS↓ + 2NH 4 Cl + H 2 S
Železov disulfid FeS 2. Binarna povezava. Ima ionsko strukturo Fe 2+ (–S – S–) 2‑ . Temno rumen, termično stabilen, pri segrevanju razpade. Netopen v vodi, ne reagira z razredčenimi kislinami in alkalijami. Razgradi se z oksidacijo kislin in se žge na zraku. Uporablja se kot surovina pri proizvodnji litega železa, žvepla in žveplove kisline ter kot katalizator v organski sintezi. Rudni minerali, ki jih najdemo v naravi pirit in Markazit.
Enačbe najpomembnejših reakcij:
FeS 2 = FeS + S (nad 1170 °C, vakuum)
2FeS 2 + 14H 2 SO 4 (konc., horizontalno) = Fe 2 (SO 4) 3 + 15SO 2 + 14H 2 O
FeS 2 + 18HNO 3 (konc.) = Fe(NO 3) 3 + 2H 2 SO 4 + 15NO 2 + 7H 2 O
4FeS 2 + 11O 2 (zrak) = 8SO 2 + 2Fe 2 O 3 (800 °C, praženje)
Amonijev hidrosulfid NH 4 HS. Kisla sol brez kisika. Bela, topi se pod pritiskom. Zelo hlapljiv, termično nestabilen. Na zraku oksidira. Je dobro topen v vodi, hidrolizira v kation in anion (prevladuje), ustvarja alkalno okolje. Raztopina na zraku porumeni. Razgradi s kislinami in dodaja žveplo v nasičeni raztopini. Alkalije ga ne nevtralizirajo, povprečna sol (NH 4) 2 S ne obstaja v raztopini (za pogoje za pridobivanje povprečne soli glej poglavje "H 2 S"). Uporablja se kot komponenta fotografskih razvijalcev, kot analitski reagent (sulfidni precipitator).
Enačbe najpomembnejših reakcij:
NH 4 HS = NH 3 + H 2 S (nad 20 °C)
NH 4 HS + HCl (razredčen) = NH 4 Cl + H 2 S
NH 4 HS + 3HNO 3 (konc.) = S↓ + 2NO 2 + NH 4 NO 3 + 2H 2 O
2NH 4 HS (nasičen H 2 S) + 2CuSO 4 = (NH 4) 2 SO 4 + H 2 SO 4 + 2CuS↓
potrdilo o prejemu: nasičenje koncentrirane raztopine NH 3 z vodikovim sulfidom:
NH3H20 (konc.) + H2S (g) = NH 4 HS+ H 2 O
V analitični kemiji se raztopina, ki vsebuje enaki količini NH 4 HS in NH 3 H 2 O, običajno obravnava kot raztopina (NH 4) 2 S, formula povprečne soli pa se uporablja pri pisanju reakcijskih enačb, čeprav je amonijev sulfid v vodi popolnoma hidrolizira v NH 4 HS in NH 3H2O.
Žveplov dioksid. Sulfiti
Žveplov dioksid SO2. Kisli oksid. Brezbarven plin z ostrim vonjem. Molekula ima zgradbo nepopolnega trikotnika [: S(O) 2 ] (sp 2 - hibridizacija), vsebuje σ, π vezi S=O. Lahko utekočinjen, termično stabilen. Zelo topen v vodi (~40 l/1 l H 2 O pri 20 °C). Tvori polihidrat z lastnostmi šibke kisline in so HSO 3 - in SO 3 2 - ioni. Ion HSO 3 ima dve tavtomerni obliki - simetrično(nekisle) s tetraedrično strukturo (sp 3 -hibridizacija), ki prevladuje v zmesi in asimetrična(kislo) s strukturo nepopolnega tetraedra [: S(O) 2 (OH)] (sp 3 -hibridizacija). Ion SO 3 2‑ je tudi tetraedričen [: S(O) 3 ].
Reagira z alkalijami, amoniak hidratom. Tipičen reducent, šibek oksidant.
Kvalitativna reakcija– razbarvanje rumeno-rjave "jodne vode". Vmesni produkt pri proizvodnji sulfitov in žveplove kisline.
Uporablja se za beljenje volne, svile in slame, konzerviranje in shranjevanje sadja, kot razkužilo, antioksidant in hladilno sredstvo. Strupeno.
Spojina sestave H 2 SO 3 (žveplova kislina) ni znana (ne obstaja).
Enačbe najpomembnejših reakcij:
Topnost v vodi in kisle lastnosti:
potrdilo o prejemu: v industriji - zgorevanje žvepla v zraku, obogatenem s kisikom, in v manjši meri žganje sulfidnih rud (SO 2 - povezan plin pri žganju pirita):
S + O 2 = SO 2(280–360 °C)
4FeS 2 + 11O 2 = 2Fe 2 O 3 + 8 SO 2(800 °C, žganje)
v laboratoriju - izpodrivanje sulfitov z žveplovo kislino:
BaSO 3 (t) + H 2 SO 4 (konc.) = BaSO 4 ↓ + SO 2 + H 2 O
Natrijev sulfit Na 2 SO 3. Oksosol. Bela. Pri segrevanju na zraku razpade brez taljenja in se tali pod nadtlakom argona. Ko je moker in v raztopini, je občutljiv na atmosferski kisik. Je zelo topen v vodi in hidrolizira pri anionu. Razgradi se s kislinami. Tipičen reduktor.
Kvalitativna reakcija na ion SO 3 2‑ – nastanek bele oborine barijevega sulfita, ki prehaja v raztopino z močnimi kislinami (HCl, HNO 3).
Uporablja se kot reagent v analizni kemiji, sestavina fotografskih raztopin in nevtralizator klora za beljenje tkanin.
Enačbe najpomembnejših reakcij:
Prejem:
Na 2 CO 3 (konc.) + SO 2 = Na2SO3+ CO2
Žveplova kislina. Sulfati
Žveplova kislina H 2 SO 4. Oksokislina. Brezbarvna tekočina, zelo viskozna (oljna), zelo higroskopna. Molekula ima popačeno tetraedrsko zgradbo (sp 3 -hibridizacija), vsebuje kovalentne σ-vezi S – OH in σπ-vezi S=O. Ion SO 4 2‑ ima pravilno tetraedrično strukturo. Ima široko temperaturno območje tekočega stanja (~300 stopinj). Pri segrevanju nad 296 °C delno razpade. Destilira se v obliki azeotropne zmesi z vodo (masni delež kisline 98,3 %, vrelišče 296–340 °C), pri močnejšem segrevanju pa popolnoma razpade. Neomejeno se meša z vodo (z močnimi exo‑ učinek). Močna kislina v raztopini, nevtralizirana z alkalijami in amonijevim hidratom. Pretvarja kovine v sulfate (s presežkom koncentrirane kisline pri normalnih pogojih nastanejo topni hidrosulfati), vendar se kovine Be, Bi, Co, Fe, Mg in Nb v koncentrirani kislini pasivirajo in z njo ne reagirajo. Reagira z bazičnimi oksidi in hidroksidi, razgrajuje soli šibkih kislin. Šibek oksidant v razredčeni raztopini (zaradi H I), močan oksidant v koncentrirani raztopini (zaradi S VI). Dobro raztopi SO 3 in z njim reagira (nastane težka oljnata tekočina - oleum, vsebuje H 2 S 2 O 7).
Kvalitativna reakcija na ion SO 4 2‑ – izločanje belega barijevega sulfata BaSO 4 (oborina ne preide v raztopino s klorovodikovo in dušikovo kislino, za razliko od bele oborine BaSO 3).
Uporablja se pri proizvodnji sulfatov in drugih žveplovih spojin, mineralnih gnojil, eksplozivov, barvil in zdravila, v organski sintezi, za “odpiranje” (prva stopnja predelave) industrijsko pomembnih rud in mineralov, pri čiščenju naftnih derivatov, elektrolizo vode, kot elektrolit za svinčene akumulatorje. Strupeno, povzroča opekline kože. Enačbe najpomembnejših reakcij:
potrdilo o prejemu V industrija:
a) sinteza SO 2 iz žveplovih, sulfidnih rud, vodikovega sulfida in sulfatnih rud:
S + O 2 (zrak) = SO 2(280–360 °C)
4FeS 2 + 11O 2 (zrak) = 8 SO 2+ 2Fe 2 O 3 (800 °C, žganje)
2H 2 S + 3O 2 (g) = 2 SO 2+ 2H 2 O (250–300 °C)
CaSO 4 + C (koks) = CaO + SO 2+ CO (1300–1500 °C)
b) pretvorba SO 2 v SO 3 v kontaktnem aparatu:
c) sinteza koncentrirane in brezvodne žveplove kisline:
H 2 O (razt. H 2 SO 4) + SO 3 = H2SO4(konc., brezvodni)
(Absorpcija SO3 čisto vodo s proizvodnjo H 2 SO 4 se ne izvede zaradi močnega segrevanja zmesi in povratne razgradnje H 2 SO 4, glej zgoraj);
d) sinteza oleum– zmes brezvodnega H 2 SO 4, dižveplove kisline H 2 S 2 O 7 in presežka SO 3. Raztopljeni SO 3 zagotavlja brezvodnost oleuma (ko vstopi voda, takoj nastane H 2 SO 4), kar omogoča varen transport v jeklenih cisternah.
Natrijev sulfat Na 2 SO 4. Oksosol. Bela, higroskopska. Topi se in vre brez razgradnje. Tvori kristalni hidrat (mineral mirabilit), enostavno izgubljanje vode; tehnično ime Glauberjeva sol. Je dobro topen v vodi in ne hidrolizira. Reagira s H 2 SO 4 (konc.), SO 3 . Pri segrevanju ga reducirata vodik in koks. Vstopi v reakcije ionske izmenjave.
Uporablja se pri proizvodnji stekla, celuloze in mineralnih barv, kot zdravilo. Vsebovan v slanici slanih jezer, zlasti v zalivu Kara-Bogaz-Gol v Kaspijskem morju.
Enačbe najpomembnejših reakcij:
Kalijev hidrogensulfat KHSO 4. Okso kislinska sol. Bel, higroskopičen, vendar ne tvori kristalnih hidratov. Pri segrevanju se stopi in razpade. Je zelo topen v vodi; anion je podvržen disociaciji v raztopini; okolje raztopine je močno kislo. Nevtraliziran z alkalijami.
Uporablja se kot sestavina talil v metalurgiji, sestavni del mineralnih gnojil.
Enačbe najpomembnejših reakcij:
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 (razredčen) + KOH (konc.) = 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)
potrdilo o prejemu: obdelava kalijevega sulfata s koncentrirano (več kot 60%) žveplovo kislino na hladnem:
K 2 SO 4 + H 2 SO 4 (konc.) = 2 KHSO 4
Kalcijev sulfat CaSO 4. Oksosol. Bel, zelo higroskopičen, ognjevzdržen, pri segrevanju razpade. Naravni CaSO 4 se pojavlja kot zelo pogost mineral mavec CaSO 4 2H 2 O. Pri 130 °C sadra izgubi nekaj vode in se spremeni v žgana (mavčna) sadra 2CaSO 4 H 2 O (tehnično ime alabaster). Popolnoma dehidrirana (200 °C) sadra ustreza mineralu anhidrit CaSO4. Rahlo topen v vodi (0,206 g/100 g H 2 O pri 20 °C), topnost se zmanjša pri segrevanju. Reagira s H 2 SO 4 (konc.). Obnovljen s koksom med fuzijo. Določa večino »trajne« trdote sladke vode (za podrobnosti glejte 9.2).
Enačbe najpomembnejših reakcij: 100–128 °C
Uporablja se kot surovina pri proizvodnji SO 2, H 2 SO 4 in (NH 4) 2 SO 4, kot talilo v metalurgiji in kot polnilo za papir. Vezivna malta iz žganega mavca se »strdi« hitreje kot mešanica na osnovi Ca(OH) 2 . Utrjevanje je zagotovljeno z vezavo vode, nastajanjem sadre v obliki kamnite mase. Žgana sadra se uporablja za izdelavo mavčnih odlitkov, arhitekturnih in dekorativnih oblik in izdelkov, predelnih plošč in plošč ter kamnitih tlakov.
Aluminijev-kalijev sulfat KAl(SO 4) 2. Dvojna okso sol. Bela, higroskopska. Pri močnem segrevanju se razgradi. Tvori kristalni hidrat - kalijeve galune. Zmerno topen v vodi, hidrolizira z aluminijevim kationom. Reagira z alkalijami, amoniak hidratom.
Uporablja se kot jedko za barvanje tkanin, sredstvo za strojenje usnja, koagulant za čiščenje sveže vode, sestavina sestavkov za lepljenje papirja, zunanje hemostatično sredstvo v medicini in kozmetologiji. Nastane s skupno kristalizacijo aluminijevih in kalijevih sulfatov.
Enačbe najpomembnejših reakcij:
Kromov(III) sulfat - kalijev KCr(SO 4) 2. Dvojna okso sol. Rdeča (temno vijoličen hidrat, tehnično ime krom-kalijev galun). Pri segrevanju se razgradi brez taljenja. Je dobro topen v vodi (sivo-modra barva raztopine ustreza aqua kompleksu 3+), hidrolizira na kromov(III) kation. Reagira z alkalijami, amoniak hidratom. Šibko oksidacijsko in redukcijsko sredstvo. Vstopi v reakcije ionske izmenjave.
Kvalitativne reakcije na ion Cr 3+ – redukcija do Cr 2+ ali oksidacija do rumenega CrO 4 2‑.
Uporablja se kot sredstvo za strojenje usnja, jedkasto sredstvo za barvanje tkanin in reagent v fotografiji. Nastane s skupno kristalizacijo kromovega (III) in kalijevega sulfata. Enačbe najpomembnejših reakcij:
Manganov (II) sulfat MnSO 4 . Oksosol. Bela, pri segrevanju se topi in razpade. Kristalin hidrat MnSO 4 5H 2 O – rdeče-roza, tehnično ime manganov sulfat. Je dobro topen v vodi; svetlo roza (skoraj brezbarvna) barva ustreza aquacomplexu 2+; hidrolizira pri kationu. Reagira z alkalijami, amoniak hidratom. Šibko redukcijsko sredstvo, reagira s tipičnimi (močnimi) oksidanti.
Kvalitativne reakcije na ion Mn 2+ – komutacija z ionom MnO 4 in izginotje vijolične barve slednjega, oksidacija Mn 2+ v MnO 4 in pojav vijolične barve.
Uporablja se za proizvodnjo Mn, MnO 2 in drugih manganovih spojin, kot mikrognojilo in analitski reagent.
Enačbe najpomembnejših reakcij:
Prejem:
2MnO 2 + 2H 2 SO 4 (konc.) = 2 MnSO4+ O 2 + 2H 2 O (100 °C)
Železov (II) sulfat FeSO 4 . Oksosol. Bela (svetlo zelen hidrat, tehnično ime črnilni kamen), higroskopski. Pri segrevanju razpade. Je zelo topen v vodi in ga kation rahlo hidrolizira. V raztopini ga hitro oksidira atmosferski kisik (raztopina porumeni in postane motna). Reagira z oksidirajočimi kislinami, alkalijami in amonijevim hidratom. Tipičen reduktor.
Uporablja se kot sestavina mineralnih barv, elektrolitov pri galvanizaciji, sredstvo za zaščito lesa, fungicid in zdravilo proti slabokrvnosti. V laboratoriju se pogosto jemlje v obliki dvojne soli Fe(NH 4) 2 (SO 4) 2 6H 2 O ( Mohrova sol), bolj odporen na zrak.
Enačbe najpomembnejših reakcij:
Prejem:
Fe + H 2 SO 4 (razredčeno) = FeSO4+H2
FeCO 3 + H 2 SO 4 (razredčeno) = FeSO4+ CO 2 + H 2 O
7.4. Nekovine VA‑skupina
Dušik. amoniak
Dušik– element 2. periode in VA skupine periodnega sistema, zaporedna številka 7. Elektronska formula atoma [ 2 He]2s 2 2p 3, značilna oksidacijska stanja 0, ‑III, +III in +V, redkeje +II , +IV itd.; stanje N v velja za relativno stabilno.
Lestvica dušikovih oksidacijskih stanj:
Dušik ima visoko elektronegativnost (3,07), tretjo za F in O. Kaže značilne nekovinske (kisle) lastnosti. Tvori različne kisline, soli in binarne spojine, ki vsebujejo kisik, pa tudi amonijev kation NH 4 + in njegove soli.
V naravi - sedemnajsti po kemijski številčnosti element (deveti med nekovinami). Bistven element za vse organizme.
Dušik N 2. Preprosta snov. Sestavljen je iz nepolarnih molekul z zelo stabilno σππ-vezjo N ≡ N, kar pojasnjuje kemijsko inertnost dušika v normalnih pogojih. Plin brez barve, okusa in vonja, ki kondenzira v brezbarvno tekočino (za razliko od O2).
Glavna sestavina zraka: 78,09% prostornine, 75,52% mase. Dušik zavre iz tekočega zraka pred kisikom O2. Rahlo topen v vodi (15,4 ml/1 l H 2 O pri 20 °C), topnost dušika je manjša od topnosti kisika.
Pri sobni temperaturi N2 reagira samo z litijem (v vlažni atmosferi), pri čemer nastanejo litijev nitrid Li3N, ki se sintetizira z močnim segrevanjem:
N 2 + 3Mg = Mg 3 N 2 (800 °C)
Pri električni razelektritvi N2 reagira s fluorom in v zelo majhni meri s kisikom:
Reverzibilna reakcija Proizvodnja amoniaka poteka pri 500 °C, pod pritiskom do 350 atm in vedno v prisotnosti katalizatorja (Fe/F 2 O 3 /FeO, v laboratoriju Pt):
V skladu z Le Chatelierjevim načelom naj bi do povečanja izkoristka amoniaka prišlo z naraščanjem tlaka in nižanjem temperature. Vendar pa je hitrost reakcije pri nizkih temperaturah zelo nizka, zato postopek izvajamo pri 450–500 °C, pri čemer dosežemo 15 % izkoristek amoniaka. Nezreagirana N 2 in H 2 se vrneta v reaktor in s tem povečata stopnjo reakcije.
Dušik je kemično pasiven glede na kisline in alkalije ter ne podpira gorenja.
potrdilo o prejemu V industrija– frakcijska destilacija tekočega zraka ali odstranjevanje kisika iz zraka s kemičnimi sredstvi, na primer z reakcijo 2C (koks) + O 2 = 2CO pri segrevanju. V teh primerih dobimo dušik, ki vsebuje tudi primesi žlahtnih plinov (predvsem argona).
IN laboratorijih majhne količine kemično čistega dušika lahko dobimo s komutacijsko reakcijo z zmernim segrevanjem:
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)
Uporablja se za sintezo amoniaka, dušikova kislina in drugi izdelki, ki vsebujejo dušik, kot inertni medij za kemijske in metalurške procese ter skladiščenje vnetljivih snovi.
Amoniak NH3. Binarna spojina, oksidacijsko stanje dušika je – III. Brezbarven plin z ostrim značilnim vonjem. Molekula ima strukturo nepopolnega tetraedra [: N(H) 3)] (sp 3 -hibridizacija). Prisotnost donorskega para elektronov na sp 3 -hibridni orbitali dušika v molekuli NH 3 določa značilno reakcijo adicije vodikovega kationa, ki povzroči nastanek kationa amonij NH4+. Pri sobni temperaturi se pod nadtlakom utekočini. V tekočem stanju je povezan z vodikovimi vezmi. Toplotno nestabilno. Zelo topen v vodi (več kot 700 l/1 l H 2 O pri 20 °C); delež v nasičeni raztopini je = 34 % mase in = 99 % prostornine, pH = 11,8.
Zelo reaktiven, nagnjen k adicijskim reakcijam. Cr reagira v kisiku in reagira s kislinami. Ima redukcijske (zaradi N-III) in oksidacijske (zaradi H I) lastnosti. Suši se samo s kalcijevim oksidom.
Kvalitativne reakcije– nastanek belega »dima« ob stiku s plinastim HCl, počrnitev kosa papirja, navlaženega z raztopino Hg 2 (NO 3) 2.
Vmesni produkt pri sintezi HNO 3 in amonijevih soli. Uporablja se pri proizvodnji sode, dušikovih gnojil, barvil, eksplozivov; tekoči amoniak je hladilno sredstvo. Strupeno.
Enačbe najpomembnejših reakcij:
potrdilo o prejemu: V laboratorijih– izpodrivanje amoniaka iz amonijevih soli pri segrevanju z natrijevim apnom (NaOH + CaO):
ali prekuhavanje vodne raztopine amoniaka in nato sušenje plina.
IN industrija amoniak se sintetizira iz dušika (glej) z vodikom. Proizvaja se v industriji v utekočinjeni obliki ali v obliki koncentrirane vodne raztopine pod tehničnim imenom amoniakova voda.
Amonijev hidrat NH3H2O. Medmolekularna povezava. Bela, v kristalni mreži - molekule NH 3 in H 2 O, povezane s šibko vodikovo vezjo H 3 N... HOH. Prisoten v vodni raztopini amoniaka, šibke baze (disociacijski produkti - NH 4 ‑ kation in OH ‑ anion). Amonijev kation ima pravilno tetraedrično strukturo (sp 3 hibridizacija). Toplotno nestabilna, pri vrenju raztopine popolnoma razpade. Nevtraliziran z močnimi kislinami. Kaže redukcijske lastnosti (zaradi N III) v koncentrirani raztopini. Vstopi v reakcije ionske izmenjave in kompleksiranja.
Kvalitativna reakcija– nastanek belega "dima" ob stiku s plinastim HCl.
Uporablja se za ustvarjanje rahlo alkalnega okolja v raztopini med obarjanjem amfoternih hidroksidov.
1M raztopina amoniaka vsebuje predvsem hidrat NH 3 H 2 O in le 0,4 % ionov NH 4 + in OH - (zaradi disociacije hidrata); Tako ionski "amonijev hidroksid NH 4 OH" praktično ni vsebovan v raztopini in v trdnem hidratu ni takšne spojine. Enačbe najpomembnejših reakcij:
NH 3 H 2 O (konc.) = NH 3 + H 2 O (vre z NaOH)
NH 3 H 2 O + HCl (razredčen) = NH 4 Cl + H 2 O
3(NH 3 H 2 O) (konc.) + CrCl 3 = Cr(OH) 3 ↓ + 3NH 4 Cl
8(NH 3 H 2 O) (konc.) + ZBr 2 (p) = N 2 + 6NH 4 Br + 8H 2 O (40–50 °C)
2(NH 3 H 2 O) (konc.) + 2KMnO 4 = N 2 + 2MnO 2 ↓ + 4H 2 O + 2KOH
4(NH3H20) (konc.)+ Ag2O= 2OH + 3H2O
4(NH 3 H 2 O) (konc.) + Cu(OH) 2 + (OH) 2 + 4H 2 O
6(NH 3 H 2 O) (konc.) + NiCl 2 = Cl 2 + 6H 2 O
Pogosto se imenuje razredčena raztopina amoniaka (3–10%) amoniak(ime so izumili alkimisti) in koncentrirana raztopina (18,5–25%) - amoniakova voda(proizvedeno v industriji).
Povezane informacije.
Kisik s najpogostejši element v zemeljski skorji. Molekula kisika je dvoatomna (O 2). Preprosta snov - molekularni kisik - je plin brez barve in vonja, slabo topen v vodi. Zemljina atmosfera vsebuje 21 % (po prostornini) kisika. V naravnih spojinah se kisik pojavlja v obliki oksidov (H 2 O, SiO 2) in soli oksokislin. Ena najpomembnejših naravnih kisikovih spojin je voda ali vodikov oksid H2O.
Poleg oksidov je kisik sposoben tvoriti perokside - snovi, ki vsebujejo naslednjo skupino atomov: –O–O–. Eden najpomembnejših peroksidov je vodikov peroksid H 2 O 2 (H–O–O–H). V peroksidih imajo atomi kisika vmesno oksidacijsko stanje minus 1, zato so te spojine lahko tako oksidanti kot reducenti:
Iz vrednosti standardnih elektrodnih potencialov sledi, da oksidi
Toplotne lastnosti H2O2 so najbolj izrazite v kislem okolju, redukcijske lastnosti pa v alkalnem okolju. Na primer, vodikov peroksid lahko v kislem okolju oksidira tiste snovi, katerih standardni potencial elektrokemičnega sistema ne presega +1,776 V, in reducira le tiste, katerih potencial je večji od +0,682 V.
Alotropna modifikacija kisika je ozon (O3), plin specifičnega vonja. Ozon nastane z delovanjem "tihih" električnih razelektritev na kisik v posebnih napravah - ozonizatorjih. Reakcija pretvorbe kisika v ozon zahteva energijo:
3O2 ↔ 2O3 – 285 kJ.
Obratni proces – razgradnja ozona – se pojavi spontano.
Ozon je eden najmočnejših oksidantov; glede na oksidativno aktivnost je na drugem mestu za fluorom.
Pri visokih temperaturah žveplo reagira z vodikom in nastane vodikov sulfid(H2S) je brezbarven plin z značilnim vonjem po gnilih beljakovinah. Ker je ta reakcija reverzibilna, v praksi vodikov sulfid običajno nastane z delovanjem razredčenih kislin na kovinske sulfide:
FeS + 2 HCl → H2S + FeCl2.
Vodikov sulfid je močno redukcijsko sredstvo; Pri vžigu na zraku gori z modrikastim plamenom:
2 H2S + 3 O2 → 2 SO2 + 2 H2O (v presežku kisika).
Zato je mešanica vodikovega sulfida z zrakom eksplozivna. Ob pomanjkanju kisika vodikov sulfid oksidira le do prostega žvepla:
2 H2S + O2 → 2 S + 2 H2O.
Vodikov sulfid je zelo strupen in lahko povzroči hudo zastrupitev.
Raztopina vodikovega sulfida v vodi ima lastnosti šibke dibazične kisline (K1 = 6×10–8, K2 = 1×10–14). Srednje soli hidrosulfidne kisline - sulfide - lahko dobimo z neposredno interakcijo kovin z žveplom. Rahlo topne sulfide lahko dobimo z reakcijo vodikovega sulfida z raztopinami soli ustreznih kovin:
CuSO4 + H2S CuS+ H2SO4 .
Žveplov oksid(IV) nastane pri gorenju žvepla v zraku:
S + O2 → SO2.
V industriji se SO2 pridobiva s praženjem kovinskih sulfidov in polisulfidov ter s termično razgradnjo sulfatov (zlasti CaSO4):
Žveplov dioksid je brezbarven plin z vonjem po zažganem žveplu. SO2 se dobro topi v vodi in tvori žveplovo kislino:
Žveplova kislina– šibka dvobazična kislina (K1=1,6×10–2, K2=6×10–8). H2SO3 in njene soli so dobra redukcijska sredstva in se oksidirajo v žveplovo kislino ali sulfate:
Pri visokih temperaturah v prisotnosti katalizatorja (V2O5, zlitine na osnovi platine) žveplov dioksid oksidira s kisikom v trioksid:
Žveplov (VI) oksid je anhidrid žveplove kisline:
V plinastem stanju je žveplov oksid (VI) sestavljen iz molekul SO3, ki so razporejene v obliki pravilnega trikotnika. Ko hlapi SO3 kondenzirajo, nastane hlapna tekočina (vrelišče = +44,8 °C), sestavljena predvsem iz trimernih cikličnih molekul. Ko se ohladi na +16,8 °C, se strdi in nastane tako imenovana ledu podobna modifikacija SO3. Med skladiščenjem se postopoma spremeni v azbestu podobno modifikacijo SO3, sestavljeno iz polimernih molekul.
Koncentrirana žveplova kislina, zlasti vroča, je močan oksidant. Oksidira bromidne in jodidne ione v proste halogene, premog v ogljikov dioksid in žveplo v SO2. Pri interakciji s kovinami jih koncentrirana žveplova kislina pretvori v sulfate in jih reducira v SO2, S ali H2S. Bolj ko je kovina aktivna, globlje se kislina reducira.
Na primer, ko koncentrirana žveplova kislina reagira z bakrom, se pretežno sprosti SO2; Pri interakciji s cinkom lahko opazimo sočasno sproščanje žveplovega (IV) oksida, prostega žvepla in vodikovega sulfida:
H2SO4 je močna dibazična kislina, disociirana v prvi stopnji
skoraj popolnoma; disociacija v drugi fazi se pojavi v manjši meri, vendar se v razredčenih vodnih raztopinah žveplova kislina skoraj popolnoma disociira po naslednji shemi:
H2SO4 → 2 H + + SO4 2-
Večina soli žveplove kisline je dobro topnih v vodi. Praktično netopni vključujejo BaSO4, SrSO4, PbSO4; rahlo topen CaSO4. Kvalitativna reakcija na ione SO4 2– je posledica tvorbe slabo topnih sulfatov. Na primer, ko v raztopino, ki vsebuje sulfatione, vnesemo barijeve ione, se obori bela oborina barijevega sulfata, ki je praktično netopen v vodi in razredčenih kislinah:
Ba 2+ + SO4 2- → BaSO4↓ .
Žveplova kislina se uporablja pri proizvodnji mineralnih gnojil;
kot elektrolit v svinčenih baterijah; za pridobivanje različnih mineralnih kislin in soli; pri proizvodnji kemičnih vlaken, barvil, dima in eksplozivov; v naftni, kovinskopredelovalni, tekstilni, usnjarski in drugi industriji itd.
Almurzinova Zavrish Bisembaevna , učitelj biologije in kemije MBOU "State Farm Basic splošna šola Okrožje Adamovsky, regija Orenburg.
Predmet - kemija, razred - 9.
Izobraževalni kompleks: "Anorganska kemija", avtorji: G.E. Rudzitis, F.G. Feldman, Moskva, "Razsvetljenje", 2014.
Stopnja usposabljanja – osnovna.
Predmet : "Vodikov sulfid. Sulfidi. Žveplov dioksid. Žveplova kislina in njene soli." Število ur na temo – 1.
Lekcija št. 4 v sistemu lekcij na to temo« Kisik in žveplo ».
Tarča : Na podlagi poznavanja zgradbe vodikovega sulfida in žveplovih oksidov obravnavati njihove lastnosti in nastajanje, seznaniti študente z metodami za prepoznavanje sulfidov in sulfitov.
Naloge:
1. Izobraževalni – preučiti strukturne značilnosti in lastnosti žveplovih spojin (II) In (IV); spoznajo kvalitativne reakcije na sulfidne in sulfitne ione.
2. Razvojni – razvijati sposobnosti učencev za izvajanje poskusov, opazovanje rezultatov, analiziranje in sklepanje.
3. Izobraževalni – razvijanje zanimanja za tisto, kar se preučuje, vzgajanje veščin v odnosu do narave.
Načrtovani rezultati : znati opisati fizikalne in kemijske lastnosti vodikovega sulfida, žveplovodikove kisline in njenih soli; poznati načine pridobivanja žveplovega dioksida in žveplove kisline, razložiti lastnosti žveplovih spojin(II) in (IV) na podlagi idej o redoks procesih; imeti predstavo o vplivu žveplovega dioksida na pojav kislega dežja.
Oprema : Na demonstracijski mizi: žveplo, natrijev sulfid, železov sulfid, raztopina lakmusa, raztopina žveplove kisline, raztopina svinčevega nitrata, klor v valju, zaprtem z zamaškom, naprava za pridobivanje vodikovega sulfida in preizkušanje njegovih lastnosti, žveplov oksid (VI), merilnik kisika, kozarec 500 ml, žlica za goreče snovi.
Med poukom :
Organiziranje časa .
Vodimo pogovor o ponavljanju lastnosti žvepla:
1) kaj pojasnjuje prisotnost več alotropskih modifikacij žvepla?
2) kaj se zgodi z molekulami: A) pri ohlajanju parastega žvepla. Netopir dolgoročno skladiščenje plastično žveplo, c) ko se iz raztopine žvepla v organskih topilih, na primer v toluenu, izločajo kristali?
3) na čem temelji na primer flotacijska metoda čiščenja žvepla pred nečistočami? rečni pesek?
Pokličemo dva učenca: 1) narišeta diagrame molekul različnih alotropskih modifikacij žvepla in se pogovorita o njihovih fizikalnih lastnostih. 2) sestavite reakcijske enačbe, ki označujejo lastnosti kisika, in jih upoštevajte z vidika oksidacijske redukcije.
Ostali učenci rešujejo nalogo: kakšna je masa cinkovega sulfida, ki nastane med reakcijo cinkove spojine z žveplom, vzetega s količino snovi 2,5 mol?
Skupaj z učenci oblikujemo cilj učne ure : seznani z lastnostmi žveplovih spojin z oksidacijskimi stopnjami -2 in +4.
Nova tema : Učenci poimenujejo njim znane spojine, v katerih ima žveplo ta oksidacijska stanja. Kemične, elektronske in strukturne formule vodikovega sulfida in žveplovega oksida (IV), žveplova kislina.
Kako lahko dobite vodikov sulfid? Učenci zapišejo enačbo reakcije žvepla z vodikom in jo pojasnijo z oksidacijsko-redukcijskega vidika. Nato se upošteva še ena metoda za proizvodnjo vodikovega sulfida: reakcija izmenjave kislin s kovinskimi sulfidi. Primerjajmo to metodo z metodami za proizvodnjo vodikovih halogenidov. Opažamo, da se stopnja oksidacije žvepla v reakcijah izmenjave ne spremeni.
Kakšne lastnosti ima vodikov sulfid? Izvemo v pogovoru fizične lastnosti, ugotavljamo fiziološki učinek. Kemijske lastnosti ugotavljamo s poskusom zgorevanja vodikovega sulfida v zraku pri različni pogoji. Kaj lahko nastane kot reakcijski produkt? Upoštevamo reakcije z vidika oksidacije in redukcije:
2 n 2 S+3O 2 = 2H 2 O+2SO 2
2H 2 S+O 2 =2H 2 O+2S
Učence opozorimo na dejstvo, da pri popolnem zgorevanju pride do popolnejše oksidacije (S -2 - 6 e - = S +4 ) kot v drugem primeru (S -2 - 2 e - = S 0 ).
Razpravljamo o tem, kako bo potekal postopek, če se kot oksidant uporabi klor. Prikazujemo izkušnjo mešanja plinov v dveh jeklenkah, od katerih je zgornji del predhodno napolnjen s klorom, spodnji pa z vodikovim sulfidom. Klor se razbarva in nastane vodikov klorid. Žveplo se usede na stene valja. Po tem razmislimo o bistvu reakcije razgradnje vodikovega sulfida in učence pripeljemo do zaključka o kisli naravi vodikovega sulfida, ki ga potrdimo z izkušnjami z lakmusom. Nato izvedemo kvalitativno reakcijo na sulfidni ion in sestavimo reakcijsko enačbo:
Na 2 S+Pb (št 3 ) 2 =2NaNO 3 +PbS ↓
Skupaj z učenci oblikujemo sklep: vodikov sulfid je le redukcijsko sredstvo v redoks reakcijah, je kisle narave, njegova raztopina v vodi pa je kislina.
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.
Učence pripeljemo do zaključka, da obstaja genetska povezava med žveplovimi spojinami in začnemo pogovor o spojinahS +4 . Predstavljamo poskuse: 1) pridobivanje žveplovega oksida (IV), 2) razbarvanje raztopine fuksina, 3) raztapljanje žveplovega oksida (IV) v vodi, 4) zaznavanje kisline. Sestavimo reakcijske enačbe za izvedene poskuse in analiziramo bistvo reakcij:
2SO 2 + O 2 =2 SO 3 ; SO 2 +2H 2 S=3S+2H 2 O.
Žveplova kislina je nestabilna spojina, zlahka razpade v žveplov oksid (IV) in vodo, zato obstaja samo v vodnih raztopinah. Ta kislina je srednje jakosti. Tvori dve vrsti soli: srednje so sulfiti (SO 3 -2 ), kisle – hidrosulfiti (H.S.O 3 -1 ).
Prikazujemo izkušnje: kvalitativno določanje sulfitov, interakcija sulfitov z močno kislino, pri kateri se sprošča plin.SO 2 oster vonj:
TO 2 SO 3 + N 2 SO 4 → K 2 SO 4 + N 2 O +SO 2
Utrjevanje. Delajte na dveh možnostih za pripravo shem uporabe: 1 možnost za vodikov sulfid, druga možnost za žveplov oksid (IV)
Odsev . Povzemimo delo:
O katerih povezavah smo danes govorili?
Kakšne lastnosti imajo žveplove spojine?II) In (IV).
Poimenujte področja uporabe teh spojin
VII. Domača naloga: §11,12, vaje 3-5 (str.34)