4.dok

Sērs. Sērūdeņradis, sulfīdi, hidrosulfīdi. Sēra oksīdi (IV) un (VI). Sērskābes un sērskābes un to sāļi. Sērskābes esteri. Nātrija tiosulfāts

4.1. Sērs

Sērs ir viens no nedaudzajiem ķīmiskajiem elementiem, ko cilvēki ir izmantojuši vairākus gadu tūkstošus. Tas ir plaši izplatīts dabā un ir sastopams gan brīvā stāvoklī (dabiskā sērā), gan savienojumos. Sēru saturošus minerālus var iedalīt divās grupās - sulfīdos (pirīti, spīdumi, maisījums) un sulfāti. Vietējais sērs iekšā lielos daudzumos sastopams Itālijā (Sicīlijas salā) un ASV. NVS ir vietējā sēra atradnes Volgas reģionā, štatos Vidusāzija, Krimā un citos reģionos.

Pie pirmās grupas minerāliem pieder svina spīdums PbS, vara spīdums Cu 2 S, sudraba spīdums - Ag 2 S, cinka maisījums - ZnS, kadmija maisījums - CdS, pirīts vai dzelzs pirīts - FeS 2, halkopirīts - CuFeS 2, cinobra - HgS.

Pie otrās grupas minerāliem pieder ģipsis CaSO 4 2H 2 O, mirabilīts (Glaubera sāls) - Na 2 SO 4 10H 2 O, kizerīts - MgSO 4 H 2 O.

Sērs ir atrodams dzīvnieku un augu ķermeņos, jo tas ir daļa no olbaltumvielu molekulām. Organiskie savienojumi sērs ir eļļā.

Kvīts

1. Saņemot sēru no dabiskie savienojumi, piemēram, no sēra pirītiem, tas tiek uzkarsēts līdz augstām temperatūrām. Sēra pirīts sadalās, veidojot dzelzs (II) sulfīdu un sēru:

2. Sēru var iegūt, oksidējot sērūdeņradi ar skābekļa trūkumu atbilstoši reakcijai:

2H2S+O2=2S+2H2O

3. Pašlaik sēru parasti iegūst, reducējot sēra dioksīdu SO2 ar oglekli - blakusproduktu metālu kausēšanā no sēra rūdām:

SO 2 +C = CO 2 +S

4. Metalurģijas un koksa krāšņu izplūdes gāzes satur sēra dioksīda un sērūdeņraža maisījumu. Šo maisījumu izlaiž cauri paaugstināta temperatūra virs katalizatora:

H2S+SO2=2H2O+3S

^ Fizikālās īpašības

Sērs ir cieta, trausla, citrondzeltena viela. Tas praktiski nešķīst ūdenī, bet labi šķīst oglekļa disulfīda CS 2 anilīnā un dažos citos šķīdinātājos.

Slikti vada siltumu un elektrība. Sērs veido vairākas alotropiskas modifikācijas:

1 . ^ Rombiskais sērs (visstabilākais), kristāliem ir oktaedra forma.

Karsējot sēru, mainās tā krāsa un viskozitāte: vispirms veidojas gaiši dzeltena krāsa, un tad, temperatūrai paaugstinoties, tas kļūst tumšāks un kļūst tik viskozs, ka tālāk karsējot neizplūst no mēģenes, viskozitāte krītas atkal, un 444,6 °C sērs vārās.

2. ^ Monoklīniskais sērs - modifikācija tumši dzeltenu adatveida kristālu veidā, kas iegūta, lēni atdzesējot izkausētu sēru.

3. Plastmasas sērs veidojas, ja tajā ielej līdz vārīšanās temperatūrai uzkarsētu sēru auksts ūdens. Viegli stiepjas kā gumija (skat. 19. att.).

Dabiskais sērs sastāv no četru stabilu izotopu maisījuma: 32 16 S, 33 16 S, 34 16 S, 36 16 S.

^ Ķīmiskās īpašības

Sēra atoms, kam ir nepilnīgs ārējais enerģijas līmenis, var pievienot divus elektronus un parādīt grādu

Oksidācija -2. Sērs uzrāda šādu oksidācijas pakāpi savienojumos ar metāliem un ūdeņradi (Na 2 S, H 2 S). Kad elektroni tiek atdoti vai izņemti elektronnegatīvāka elementa atomam, sēra oksidācijas pakāpe var būt +2, +4, +6.

Aukstumā sērs ir samērā inerts, bet, paaugstinoties temperatūrai, tā reaktivitāte palielinās. 1. Ar metāliem sēram piemīt oksidējošas īpašības. Šīs reakcijas rada sulfīdus (nereaģē ar zeltu, platīnu un irīdiju): Fe+S=FeS

2. Normālos apstākļos sērs nesadarbojas ar ūdeņradi, bet 150-200°C notiek atgriezeniska reakcija:

3. Reakcijās ar metāliem un ūdeņradi sērs darbojas kā tipisks oksidētājs, un spēcīgu oksidētāju klātbūtnē tam piemīt reducējošas īpašības.

S+3F 2 =SF 6 (nereaģē ar jodu)

4. Sēra sadegšana skābeklī notiek 280°C, bet gaisā 360°C. Tas rada SO 2 un SO 3 maisījumu:

S+O 2 =SO 2 2S+3O 2 = 2SO 3

5. Sildot bez gaisa piekļuves, sērs tieši savienojas ar fosforu un oglekli, parādot oksidējošas īpašības:

2P+3S=P 2 S 3 2S + C = CS 2

6. Mijiedarbojoties ar sarežģītām vielām, sērs darbojas galvenokārt kā reducētājs:

7. Sērs spēj izraisīt disproporcijas reakcijas. Tādējādi, vārot sēra pulveri ar sārmiem, veidojas sulfīti un sulfīdi:

Pieteikums

Sēru plaši izmanto rūpniecībā un lauksaimniecībā. Apmēram puse no saražotās produkcijas tiek izmantota sērskābes ražošanai. Sērs tiek izmantots gumijas vulkanizēšanai: šajā gadījumā gumija pārvēršas par gumiju.

Sēra krāsas (smalka pulvera) veidā sēru izmanto vīna dārzu un kokvilnas slimību apkarošanai. To izmanto, lai iegūtu šaujampulveri, sērkociņus, gaismas kompozīcijas. Medicīnā sēra ziedes gatavo ādas slimību ārstēšanai.

4.2. Sērūdeņradis, sulfīdi, hidrosulfīdi

Sērūdeņradis ir ūdens analogs. Tā elektroniskā formula

To parāda izglītībā H-S-H saites ir iesaistīti divi sēra atoma ārējā līmeņa p-elektroni. H 2S molekulai ir leņķa forma, tāpēc tā ir polāra.

^ Atrodoties dabā

Sērūdeņradis dabiski sastopams vulkāniskās gāzēs un dažu minerālavotu ūdeņos, piemēram, Pjatigorskā, Matsesta. Tas veidojas dažādu dzīvnieku un augu atlieku sēru saturošu organisko vielu sabrukšanas laikā. Tas izskaidro īpašību slikta smaka Notekūdeņi, atkritumu tvertnes un atkritumu izgāztuves.

Kvīts

1. Sērūdeņradi var iegūt, karsējot tieši savienojot sēru ar ūdeņradi:

2. Bet parasti to iegūst, atšķaidītai sālsskābei vai sērskābei iedarbojoties uz dzelzs (III) sulfīdu:

2HCl+FeS=FeCl 2 +H 2 S 2H + +FeS=Fe 2+ +H 2 S Šo reakciju bieži veic Kipa aparātā.

^ Fizikālās īpašības

Normālos apstākļos sērūdeņradis ir bezkrāsaina gāze ar spēcīgu, raksturīgu sapuvušām olām smaržu. Ļoti indīgs, ieelpojot saistās ar hemoglobīnu, izraisot paralīzi, kas bieži vien ir

Kas noved pie nāves. Mazāk bīstams zemās koncentrācijās. Ir nepieciešams strādāt ar to velkmes nosūcējos vai ar hermētiski noslēgtām ierīcēm. Pieļaujamais H 2 S saturs ražošanas telpas ir 0,01 mg 1 litrā gaisa.

Sērūdeņradis samērā šķīst ūdenī (20°C temperatūrā 1 tilpumā ūdens izšķīst 2,5 tilpumi sērūdeņraža).

Sērūdeņraža šķīdumu ūdenī sauc par sērūdeņraža ūdeni vai hidrosulfīda skābi (tam piemīt vājas skābes īpašības).

^ Ķīmiskās īpašības

1, Spēcīgi karsējot, sērūdeņradis gandrīz pilnībā sadalās, veidojot sēru un ūdeņradi.

2. Sērūdeņraža gāze sadeg gaisā ar zilu liesmu, veidojot sēra oksīdu (IV) un ūdeni:

2H2S+3O2=2SO2+2H2O

Ar skābekļa trūkumu veidojas sērs un ūdens: 2H 2 S + O 2 = 2S + 2H 2 O

3. Sērūdeņradis ir diezgan spēcīgs reducētājs. Tā ir viņa svarīgā lieta ķīmiskā īpašība var izskaidrot šādi. Šķīdumā H2S salīdzinoši viegli atdod elektronus gaisa skābekļa molekulām:

Šajā gadījumā skābeklis gaisā oksidē sērūdeņradi līdz sēram, kas padara sērūdeņraža ūdeni duļķainu:

2H2S+O2=2S+2H2O

Tas arī izskaidro faktu, ka sērūdeņradis dabā neuzkrājas ļoti lielos daudzumos organisko vielu sabrukšanas laikā – gaisā esošais skābeklis to oksidē par brīvu sēru.

4, sērūdeņradis enerģiski reaģē ar halogēna šķīdumiem, piemēram:

H 2 S+I 2 =2HI+S Sērs izdalās un joda šķīdums maina krāsu.

5. Dažādi oksidētāji spēcīgi reaģē ar sērūdeņradi: ja tiek pakļauti slāpekļskābe veidojas brīvs sērs.

6. Sērūdeņraža šķīdumam ir skāba reakcija disociāciju dēļ:

H 2 SН + +HS - HS - H + +S -2

Parasti dominē pirmais posms. Tā ir ļoti vāja skābe: vājāka par ogļskābi, kas parasti izspiež H 2 S no sulfīdiem.

Sulfīdi un hidrosulfīdi

Sērūdeņražskābe kā divvērtīgā skābe veido divas sāļu sērijas:

Vidēja - sulfīdi (Na 2 S);

Skābie - hidrosulfīdi (NaHS).

Šos sāļus var iegūt: - hidroksīdiem reaģējot ar sērūdeņradi: 2NaOH+H 2 S=Na 2 S+2H 2 O

Tieša sēra mijiedarbība ar metāliem:

Sāļu apmaiņas reakcija ar H2S vai starp sāļiem:

Pb(NO 3) 2 +Na 2 S=PbS+2NaNO 3

CuSO 4 +H 2 S=CuS+H2SO4 Cu 2+ +H 2 S=CuS+2H +

Gandrīz visi hidrosulfīdi labi šķīst ūdenī.

Sārmu un sārmzemju metālu sulfīdi arī viegli šķīst ūdenī un bezkrāsaini.

Smago metālu sulfīdi ūdenī praktiski nešķīst vai nedaudz šķīst (FeS, MnS, ZnS); daži no tiem nešķīst atšķaidītās skābēs (CuS, PbS, HgS).

Kā vājas skābes sāļi, sulfīdi ūdens šķīdumos ir ļoti hidrolizēti. Piemēram, sārmu metālu sulfīdiem, izšķīdinot ūdenī, ir sārmaina reakcija:

Na 2 S+ННNaHS+NaOH

Visi sulfīdi, tāpat kā pats sērūdeņradis, ir enerģiski reducējoši līdzekļi:

3PbS -2 +8HN +5 O 3 (atšķaidīts) =3PbS +6 O 4 +4H 2 O+8N +2 O

Dažiem sulfīdiem ir raksturīga krāsa: CuS un PbS - melna, CdS - dzeltena, ZnS - balta, MnS - rozā, SnS - brūna, Al 2 S 3 - oranža. Katjonu kvalitatīvā analīze balstās uz sulfīdu atšķirīgo šķīdību un daudzu to atšķirīgo krāsu.

^ 4.3. Sēra(IV) oksīds un sērskābe

Sēra (IV) oksīds jeb sēra dioksīds normālos apstākļos ir bezkrāsaina gāze ar asu, smacējošu smaku. Atdzesējot līdz -10°C, tas sašķidrinās bezkrāsainā šķidrumā.

Kvīts

1. Laboratorijas apstākļos sēra oksīdu (IV) iegūst no sērskābes sāļiem, apstrādājot tos ar stiprām skābēm:

Na 2 SO 3 + H 2 SO 4 = Na 2 SO 4 + S0 2  + H 2 O 2NaHSO 3 + H 2 SO 4 = Na 2 SO 4 + 2SO 2  + 2H 2 O 2HSO - 3 +2H + = 2SO 2 +2H 2O

2. Arī sēra dioksīds veidojas, mijiedarbojoties koncentrētai sērskābei, karsējot ar zemas aktivitātes metāliem:

Cu+2H2SO4 =CuSO4+SO2+2H2O

Cu+4H + +2SO 2-4 =Cu 2+ + SO 2-4 +SO 2 +2H 2O

3. Sēra (IV) oksīds veidojas arī tad, kad sērs tiek sadedzināts gaisā vai skābeklī:

4. Rūpnieciskos apstākļos SO 2 iegūst, apgrauzdējot pirītu FeS 2 vai krāsaino metālu sēra rūdas (cinka maisījumu ZnS, svina spīdumu PbS utt.):

4FeS2 +11O2 =2Fe2O3 +8SO2

SO 2 molekulas strukturālā formula:

Saišu veidošanā SO 2 molekulā piedalās četri sēra elektroni un četri elektroni no diviem skābekļa atomiem. Saistošo elektronu pāru un sēra vientuļo elektronu pāra savstarpējā atgrūšanās piešķir molekulai leņķisko formu.

Ķīmiskās īpašības

1. Sēra (IV) oksīdam piemīt visas skābo oksīdu īpašības:

Mijiedarbība ar ūdeni

Mijiedarbība ar sārmiem,

Mijiedarbība ar pamata oksīdiem.

2. Sēra (IV) oksīdam ir raksturīgas reducējošas īpašības:

S +4 O 2 +O 0 2 2S +6 O -2 3 (katalizatora klātbūtnē, karsējot)

Bet spēcīgu reducētāju klātbūtnē SO 2 darbojas kā oksidētājs:

Sēra oksīda (IV) redoksdualitāte ir izskaidrojama ar to, ka sēram ir oksidācijas pakāpe +4, un tāpēc tas, ziedojot 2 elektronus, var tikt oksidēts līdz S +6, bet, pieņemot 4 elektronus, reducēts. uz S°. Šo vai citu īpašību izpausme ir atkarīga no reaģējošās sastāvdaļas rakstura.

Sēra oksīds (IV) labi šķīst ūdenī (20°C temperatūrā 40 tilpumi SO 2 izšķīst 1 tilpumā). Šajā gadījumā veidojas sērskābe, kas pastāv tikai ūdens šķīdumā:

SO 2 +H 2 OH 2 SO 3

Reakcija ir atgriezeniska. Ūdens šķīdumā sēra oksīds (IV) un sērskābe atrodas ķīmiskā līdzsvarā, ko var pārvietot. Saistoties ar H 2 SO 3 (skābes neitralizācija

Jūs) reakcija virzās uz sērskābes veidošanos; kad SO 2 tiek noņemts (izpūšot caur slāpekļa šķīdumu vai karsējot), reakcija virzās uz izejvielām. Sērskābes šķīdums vienmēr satur sēra oksīdu (IV), kas piešķir tam asu smaku.

Sērskābei piemīt visas skābju īpašības. Šķīdumā tas pakāpeniski sadalās:

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

Termiski nestabils, gaistošs. Sērskābe kā divvērtīgā skābe veido divu veidu sāļus:

Vidēja - sulfīti (Na 2 SO 3);

Skābie - hidrosulfīti (NaHSO 3).

Sulfīti veidojas, kad skābi pilnībā neitralizē ar sārmu:

H 2 SO 3 + 2 NaOH = Na 2 SO 3 + 2 H 2 O

Hidrosulfītus iegūst, ja trūkst sārmu:

H 2 SO 3 + NaOH = NaHSO 3 + H 2 O

Sērskābei un tās sāļiem piemīt gan oksidējošas, gan reducējošas īpašības, ko nosaka reakcijas partnera raksturs.

1. Tādējādi skābekļa ietekmē sulfīti tiek oksidēti par sulfātiem:

2Na2S+4O3+O02=2Na2S+6O-24

Sērskābes oksidēšana ar bromu un kālija permanganātu notiek vēl vieglāk:

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

2. Enerģisku reducētāju klātbūtnē sulfītiem piemīt oksidējošas īpašības:

Gandrīz visi hidrosulfīti un sārmu metālu sulfīti izšķīst no sērskābes sāļiem.

3. Tā kā H 2 SO 3 ir vāja skābe, skābēm iedarbojoties uz sulfītiem un hidrosulfītiem, izdalās SO 2. Šo metodi parasti izmanto SO 2 iegūšanai laboratorijas apstākļos:

NaHSO 3 +H 2 SO 4 =Na 2 SO 4 + SO 2  + H 2 O

4. Ūdenī šķīstošie sulfīti viegli hidrolizējas, kā rezultātā šķīdumā palielinās OH - jonu koncentrācija:

Na 2 SO 3 +HONNaHSO 3 +NaOH

Pieteikums

Sēra (IV) oksīds un sērskābe atkrāso daudzas krāsvielas, veidojot ar tām bezkrāsainus savienojumus. Pēdējais var atkal sadalīties sildot vai pakļauts gaismas iedarbībai, kā rezultātā tiek atjaunota krāsa. Līdz ar to SO 2 un H 2 SO 3 balinošais efekts atšķiras no hlora balinošās iedarbības. Parasti sēra (IV) oksīdu izmanto vilnas, zīda un salmu balināšanai.

Sēra (IV) oksīds nogalina daudzus mikroorganismus. Tāpēc, lai iznīcinātu pelējuma sēnītes, tās fumigē mitros pagrabus, pagrabus, vīna mucas uc Izmanto arī augļu un ogu transportēšanai un uzglabāšanai. Sēra oksīds IV) tiek izmantots lielos daudzumos sērskābes ražošanai.

Svarīgs pielietojums ir kalcija hidrosulfīta CaHSO 3 (sulfīta sārma) šķīdumam, ko izmanto koksnes un papīra masas apstrādei.

^ 4.4. Sēra (VI) oksīds. Sērskābe

Sēra oksīds (VI) (skat. 20. tabulu) ir bezkrāsains šķidrums, kas sacietē 16,8 ° C temperatūrā, pārvēršoties cietā kristāliskā masā. Ļoti spēcīgi uzsūc mitrumu, veidojot sērskābi: SO 3 + H 2 O= H 2 SO 4

20. tabula. Sēra oksīdu īpašības

Sēra oksīda (VI) izšķīšanu ūdenī pavada ievērojama siltuma daudzuma izdalīšanās.

Sēra oksīds (VI) ļoti labi šķīst koncentrētā sērskābē. SO 3 šķīdumu bezūdens skābē sauc par oleumu. Oleumi var saturēt līdz 70% SO 3 .

Kvīts

1. Sēra oksīdu (VI) iegūst, oksidējot sēra dioksīdu ar gaisa skābekli katalizatoru klātbūtnē 450°C temperatūrā (sk. Sērskābes sagatavošana):

2SO 2 +O 2 = 2SO 3

2. Vēl viens veids, kā oksidēt SO 2 par SO 3, ir izmantot slāpekļa oksīdu (IV) kā oksidētāju:

Iegūtais slāpekļa oksīds (II), mijiedarbojoties ar atmosfēras skābekli, viegli un ātri pārvēršas slāpekļa oksīdā (IV): 2NO+O 2 = 2NO 2

Ko atkal var izmantot SO 2 oksidēšanā. Līdz ar to NO 2 darbojas kā skābekļa nesējs. Šo SO 2 oksidēšanas metodi par SO 3 sauc par slāpekļa metodi. SO 3 molekulai ir trīsstūra forma, kura centrā

Sēra atoms atrodas:

Šī struktūra ir saistīta ar savienojošo elektronu pāru savstarpēju atgrūšanu. Sēra atoms nodrošināja sešus ārējos elektronus to veidošanai.

Ķīmiskās īpašības

1. SO 3 ir tipisks skābes oksīds.

2. Sēra oksīdam (VI) piemīt spēcīga oksidētāja īpašības.

Pieteikums

Sērskābes (VI) oksīdu izmanto sērskābes ražošanai. Augstākā vērtība ir saziņas saņemšanas veids

Sērskābe. Izmantojot šo metodi, jūs varat iegūt jebkuras koncentrācijas H 2 SO 4, kā arī oleumu. Process sastāv no trim posmiem: SO 2 iegūšana; SO 2 oksidēšana par SO 3; iegūstot H 2 SO 4 .

SO 2 iegūst, apgrauzdējot FeS 2 pirītu īpašās krāsnīs: 4FeS 2 +11O 2 =2Fe 2 O 3 +8SO 2

Lai paātrinātu apdedzināšanu, pirīts tiek iepriekš sasmalcināts, un, lai sērs izdegtu pilnīgāk, tiek ievadīts ievērojami vairāk gaisa (skābekļa), nekā nepieciešams reakcijai. Gāze, kas iziet no krāsns, sastāv no sēra (IV) oksīda, skābekļa, slāpekļa, arsēna savienojumiem (no pirītu piemaisījumiem) un ūdens tvaikiem. To sauc par grauzdēšanas gāzi.

Cepšanas gāze tiek rūpīgi iztīrīta, jo pat neliels arsēna savienojumu saturs, kā arī putekļi un mitrums saindē katalizatoru. Gāze tiek attīrīta no arsēna savienojumiem un putekļiem, izlaižot to caur speciāliem elektriskiem filtriem un mazgāšanas torni; mitrumu žāvēšanas tornī absorbē koncentrēta sērskābe. Attīrīta skābekli saturoša gāze tiek uzkarsēta siltummainī līdz 450°C un nonāk kontaktaparātā. Kontakta aparāta iekšpusē ir režģa plaukti, kas piepildīti ar katalizatoru.

Iepriekš kā katalizators tika izmantots smalki sasmalcināts metāla platīns. Pēc tam to aizstāja ar vanādija savienojumiem - vanādija (V) oksīdu V 2 O 5 vai vanadilsulfātu VOSO 4, kas ir lētāki par platīnu un indē lēnāk.

SO 2 oksidēšanās reakcija uz SO 3 ir atgriezeniska:

2SO 2 +O 2 2SO 3

Skābekļa satura palielināšanās grauzdēšanas gāzē palielina sēra oksīda (VI) iznākumu: 450°C temperatūrā tas parasti sasniedz 95% un augstāk.

Pēc tam iegūtais sēra oksīds (VI) ar pretstrāvu tiek ievadīts absorbcijas tornī, kur to absorbē koncentrēta sērskābe. Kad notiek piesātinājums, vispirms veidojas bezūdens sērskābe un pēc tam oleums. Pēc tam oleumu atšķaida līdz 98% sērskābes un piegādā patērētājiem.

Sērskābes strukturālā formula:

^ Fizikālās īpašības

Sērskābe ir smags, bezkrāsains, eļļains šķidrums, kas kristalizējas pie +10,4°C, gandrīz divreiz vairāk ( =1,83 g/cm 3) smagāks par ūdeni, bez smaržas, negaistošs. Īpaši higroskopisks. Tas absorbē mitrumu, izdalot lielu siltuma daudzumu, tāpēc jūs nevarat pievienot ūdeni koncentrētai sērskābei - skābe izšļakstās. Laikam

Mazās porcijās pievienojiet sērskābi ūdenim.

Bezūdens sērskābe izšķīdina līdz 70% sēra (VI) oksīda. Sildot, tas atdala SO 3, līdz veidojas šķīdums ar H 2 SO 4 masas daļu 98,3%. Bezūdens H 2 SO 4 gandrīz nevada elektrisko strāvu.

^ Ķīmiskās īpašības

1. Sajaucas ar ūdeni jebkurā attiecībā un veido dažāda sastāva hidrātus:

H 2 SO 4 H 2 O, H 2 SO 4 2H 2 O, H 2 SO 4 3H 2 O, H 2 SO 4 4 H 2 O, H 2 SO 4 6,5 H 2 O

2. Koncentrēta sērskābe pārogļo organiskās vielas - cukuru, papīru, koku, šķiedru, atdalot no tām ūdens elementus:

C 12 H 22 O 11 + H 2 SO 4 = 12 C + H 2 SO 4 11 H 2 O

Iegūtais ogleklis daļēji reaģē ar skābi:

Gāzes žāvēšana balstās uz ūdens absorbciju ar sērskābi.

Kā spēcīga negaistoša skābe H 2 SO 4 izspiež citas skābes no sausajiem sāļiem:

NaNO 3 + H 2 SO 4 = NaHSO 4 + HNO 3

Tomēr, ja pievienojat H 2 SO 4 sāls šķīdumiem, tad skābju pārvietošanās nenotiek.

H 2 SO 4 ir spēcīga divbāziska skābe: H 2 SO 4 H + +HSO - 4 HSO - 4 H + +SO 2-4

Tam piemīt visas negaistošo stipro skābju īpašības.

Atšķaidītai sērskābei raksturīgas visas neoksidējošo skābju īpašības. Proti: tas mijiedarbojas ar metāliem, kas atrodas elektroķīmiskajā metāla spriegumu sērijā līdz ūdeņradim:

Mijiedarbība ar metāliem notiek ūdeņraža jonu samazināšanās dēļ.

6. Koncentrēta sērskābe ir spēcīgs oksidētājs. Sildot, tas oksidē lielāko daļu metālu, ieskaitot tos, kas atrodas elektroķīmiskajā sprieguma sērijā pēc ūdeņraža. Tas nereaģē tikai ar platīnu un zeltu. Atkarībā no metāla aktivitātes reducēšanas produkti var būt S -2, S° un S +4.

Aukstumā koncentrēta sērskābe nesadarbojas ar spēcīgiem metāliem, piemēram, alumīniju, dzelzi un hromu. Tas izskaidrojams ar metālu pasivāciju. Šo funkciju plaši izmanto, transportējot to dzelzs traukos.

Tomēr sildot:

Tādējādi koncentrēta sērskābe mijiedarbojas ar metāliem skābi veidojošo atomu reducēšanas dēļ.

Kvalitatīva reakcija uz sulfāta jonu SO 2-4 ir baltu kristālisku BaSO 4 nogulšņu veidošanās, kas nešķīst ūdenī un skābēs:

SO 2- 4 +Ba +2 BaSO 4 

Pieteikums

Sērskābe ir būtisks ķīmiskās pamatrūpniecības produkts, kas iesaistīts citu vielu ražošanā.

Organiskās skābes, sārmi, sāļi, minerālmēsli un hlors.

Pielietojuma daudzveidības ziņā sērskābe ieņem pirmo vietu starp skābēm. Lielākais daudzums no tā tiek patērēts, lai iegūtu fosforu un slāpekļa mēslošanas līdzekļi. Tā kā sērskābe nav gaistoša, to izmanto citu skābju - sālsskābes, fluorūdeņražskābes, fosforskābes un etiķskābes - ražošanai.

Liela daļa no tā tiek izmantota, lai attīrītu naftas produktus - benzīnu, petroleju, smēreļļas - no kaitīgiem piemaisījumiem. Mašīnbūvē sērskābi izmanto metāla virsmas attīrīšanai no oksīdiem pirms pārklāšanas (niķelēšana, hromēšana utt.). Sērskābi izmanto sprāgstvielu, mākslīgo šķiedru, krāsvielu, plastmasas un daudzu citu ražošanā. To izmanto bateriju uzpildīšanai.

Sērskābes sāļi ir svarīgi.

^ Nātrija sulfāts Na 2 SO 4 kristalizējas no ūdens šķīdumiem Na 2 SO 4 10H 2 O hidrāta veidā, ko sauc par Glaubera sāli. Medicīnā lieto kā caurejas līdzekli. Bezūdens nātrija sulfāts tiek izmantots sodas un stikla ražošanā.

^ Amonija sulfāts(NH 4) 2 SO 4 - slāpekļa mēslojums.

Kālija sulfāts K 2 SO 4 - kālija mēslojums.

Kalcija sulfāts CaSO 4 dabā sastopams ģipša minerāla CaSO 4 2H 2 O formā. Karsējot līdz 150°C, tas zaudē daļu ūdens un pārvēršas par 2CaSO 4 H 2 O sastāva hidrātu, ko sauc par sadedzinātu ģipsi, vai alabastrs. Alabastrs, sajaucot ar ūdeni mīklai līdzīgā masā, pēc kāda laika atkal sacietē, pārvēršoties CaSO 4 2H 2 O. Ģipsi plaši izmanto celtniecībā (ģipsis).

^ Magnija sulfāts MgSO 4 ir ietverts jūras ūdens, izraisot tā rūgto garšu. Kristāla hidrātu, ko sauc par rūgto sāli, izmanto kā caurejas līdzekli.

Vitriols- metālu sulfātu Fe, Cu, Zn, Ni, Co kristālisko hidrātu tehniskais nosaukums (dehidrētie sāļi nav vitriols). Vara sulfāts CuSO 4 5H 2 O - toksiska viela zilā krāsā. Ar tās atšķaidītu šķīdumu apsmidzina augus un pirms sēšanas apstrādā sēklas. tintes akmens FeSO 4 7H 2 O ir gaiši zaļa viela. Izmanto augu kaitēkļu apkarošanai, tinšu, minerālkrāsu u.c. sagatavošanai. Cinka sulfāts ZnSO 4 7H 2 O izmanto minerālkrāsu ražošanā, kalikodrukā un medicīnā.

^ 4.5. Sērskābes esteri. Nātrija tiosulfāts

Sērskābes esteri ietver dialkilsulfātus (RO 2) SO 2. Tie ir šķidrumi ar augstu viršanas temperatūru; zemākie šķīst ūdenī; sārmu klātbūtnē tie veido spirta un sērskābes sāļus. Zemākie dialkilsulfāti ir alkilētāji.

Dietilsulfāts(C2H5)2SO4. Kušanas temperatūra -26°C, viršanas temperatūra 210°C, šķīst spirtos, nešķīst ūdenī. Iegūst, reaģējot sērskābi ar etanolu. Tas ir etilēšanas līdzeklis organiskajā sintēzē. Iekļūst caur ādu.

Dimetilsulfāts(CH3)2SO4. Kušanas temperatūra -26,8°C, viršanas temperatūra 188,5°C. Šķīst spirtos, slikti šķīst ūdenī. Reaģē ar amonjaku bez šķīdinātāja (sprādzienbīstami); sulfonē dažus aromātiskus savienojumus, piemēram, fenola esterus. To iegūst, reaģējot 60% oleuma ar metanolu 150°C temperatūrā. Tas ir metilētājs organiskajā sintēzē. Kancerogēns, ietekmē acis, ādu, elpošanas orgānus.

^ Nātrija tiosulfāts Na2S2O3

Tiosulfurskābes sāls, kurā diviem sēra atomiem ir dažādi oksidācijas stāvokļi: +6 un -2. Kristāliska viela, labi šķīst ūdenī. To ražo kristāliskā hidrāta Na 2 S 2 O 3 5H 2 O formā, ko parasti sauc par hiposulfītu. To iegūst, vārot nātrija sulfītu reaģējot ar sēru:

Na 2 SO 3 + S = Na 2 S 2 O 3

Tāpat kā tiosulfābe, tā ir spēcīgs reducētājs, to viegli oksidē hlors par sērskābi.

Na2S2O3 +4Cl2 +5H2O=2H2SO4 +2NaCl+6HCl

Nātrija tiosulfāta izmantošana hlora absorbēšanai (pirmajās gāzmaskās) tika balstīta uz šo reakciju.

Nātrija tiosulfāta oksidēšana ar vājiem oksidētājiem notiek nedaudz savādāk. Šajā gadījumā veidojas tetrationskābes sāļi, piemēram:

2Na2S2O3+I2=Na2S4O6+2NaI

Nātrija tiosulfāts ir blakusprodukts NaHSO 3, sēra krāsvielu ražošanā, rūpniecisko gāzu attīrīšanas laikā no sēra. Izmanto hlora pēdu noņemšanai pēc audumu balināšanas, sudraba iegūšanai no rūdām; Tas ir fiksators fotogrāfijā, reaģents jodometrijā, pretlīdzeklis saindēšanās gadījumā ar arsēna un dzīvsudraba savienojumiem, kā arī pretiekaisuma līdzeklis.

SO2 molekulas uzbūve

SO2 molekulas struktūra ir līdzīga ozona molekulas struktūrai. Sēra atoms atrodas sp2 hibridizācijas stāvoklī, orbitāļu forma ir regulārs trīsstūris, bet molekulas forma ir leņķiska. Sēra atomam ir vientuļš elektronu pāris. S-O saites garums ir 0,143 nm, un saites leņķis ir 119,5°.

Struktūra atbilst šādām rezonanses struktūrām:

Atšķirībā no ozona, S-O saites daudzkārtība ir 2, tas ir, galveno ieguldījumu dod pirmā rezonanses struktūra. Molekulu raksturo augsta termiskā stabilitāte.

Sēra savienojumi +4 - uzrāda redoksu dualitāti, bet ar pārsvaru reducējošām īpašībām.

1. SO2 mijiedarbība ar skābekli

2S+4O2 + O 2 S+6O

2. Kad SO2 tiek izvadīts caur sērūdeņražskābi, veidojas sērs.

S+4O2 + 2H2S-2 → 3So + 2 H2O

4 S+4 + 4 → So 1 - oksidētājs (reducēšana)

S-2 - 2 → So 2 - reducētājs (oksidācija)

3. Sērskābi lēnām oksidē atmosfēras skābeklis par sērskābi.

2H2S+4O3 + 2O → 2H2S+6O

4 S+4 - 2 → S+6 2 - reducētājs (oksidācija)

O + 4 → 2O-2 1 - oksidētājs (reducēšana)

Kvīts:

1) sēra (IV) oksīds rūpniecībā:

sēra sadegšana:

pirīta apdedzināšana:

4FeS2 + 11O2 = 2Fe2O3

laboratorijā:

Na2SO3 + H2SO4 = Na2SO4 + SO2 + H2O

Sēra dioksīds, novērš fermentāciju, veicina piesārņojošo vielu nogulsnēšanos, vīnogu audu lūžņus ar patogēnu mikrofloru un ļauj veikt alkoholisko fermentāciju tīrkultūras raugs, lai palielinātu etilspirta iznākumu un uzlabotu citu spirta fermentācijas produktu sastāvu.

Tādējādi sēra dioksīda loma neaprobežojas tikai ar antiseptiskām darbībām, kas uzlabo vidi, bet arī uzlabo vīna fermentācijas un uzglabāšanas tehnoloģiskos apstākļus.

Šie nosacījumi ir pareiza lietošana sēra dioksīds (ierobežojot devu un saskares ar gaisu laiku) palielina vīnu un sulu kvalitāti, to aromātu, garšu, kā arī caurspīdīgumu un krāsu - īpašības, kas saistītas ar vīna un sulas izturību pret duļķainību.

Sēra dioksīds ir visizplatītākais gaisa piesārņotājs. To izdala visas spēkstacijas, sadedzinot fosilo kurināmo. Sēra dioksīdu var izdalīt arī metalurģijas rūpniecības uzņēmumi (avots: koksa ogles), kā arī vairākas ķīmiskās rūpniecības nozares (piemēram, sērskābes ražošana). Tas veidojas sēru saturošu aminoskābju sadalīšanās laikā, kas bija daļa no seno augu proteīniem, kas veidoja akmeņogļu, naftas un degslānekļa nogulsnes.

Atrod pielietojumu rūpniecībā dažādu izstrādājumu balināšanai: audums, zīds, papīra masa, spalvas, salmi, vasks, sari, zirgu astri, pārtikas produkti, augļu un konservu dezinfekcijai u.c. Kā blakusprodukts sēra dioksīds veidojas un izdalās darba zonu gaisā vairākās nozarēs: sērskābe, celuloze, sēra metālus saturošu rūdu grauzdēšanas laikā, kodināšanas telpas metāla rūpnīcās Stikla, ultramarīna u.c. ražošanā sērs bieži sastopams katlu telpu un pelnu telpu gaisā, kur tas veidojas sēru saturošu ogļu sadegšanas laikā.

Izšķīdinot ūdenī, tā ir vāja un nestabila sērskābe H2SO3 (pastāv tikai ūdens šķīdumā)

SO2 + H2O ↔ H2SO3

Sērskābe pakāpeniski sadalās:

H2SO3 ↔ H+ + HSO3- (pirmais solis, veidojas hidrosulfīta anjons)

HSO3- ↔ H+ + SO32- (otrais posms, veidojas sulfīta anjons)

H2SO3 veido divas sāļu sērijas - vidējo (sulfīti) un skābo (hidrosulfīti).

Kvalitatīva reakcija uz sērskābes sāļiem ir sāls mijiedarbība ar spēcīgu skābi, kas izdala SO2 gāzi ar asu smaku:

Na2SO3 + 2HCl → 2NaCl + SO2 + H2O 2H+ + SO32- → SO2 + H2O

Sēra (IV) oksīdam piemīt īpašības

1) tikai pamata oksīds

2) amfoteriskais oksīds

3) skābais oksīds

4) sāli neveidojošs oksīds

Atbilde: 3

Paskaidrojums:

Sēra(IV) oksīds SO2 ir skābs oksīds (nemetālu oksīds), kurā sēra lādiņš ir +4. Šis oksīds veido sērskābes sāļus ar H 2 SO 3 un, mijiedarbojoties ar ūdeni, veido pašu sērskābi H 2 SO 3.

Sāli neveidojoši oksīdi (oksīdi, kuriem nav ne skābu, ne bāzisku, ne amfotērisku īpašību un neveido sāļus) ir NO, SiO, N2O (slāpekļa oksīds), CO.

Bāzes oksīdi ir metālu oksīdi oksidācijas pakāpēs +1, +2. Tajos ietilpst pirmās grupas galvenās apakšgrupas metālu oksīdi (sārmu metāli) Li-Fr, otrās grupas galvenās apakšgrupas metālu oksīdi (Mg un sārmzemju metāli) Mg-Ra un pārejas metālu oksīdi zemākos oksidācijas pakāpēs.

Amfoteriskie oksīdi ir sāļus veidojoši oksīdi, kuriem atkarībā no apstākļiem piemīt bāziskas vai skābas īpašības (tas ir, amfoteritāte). Veidojas no pārejas metāliem. Amfotērajos oksīdos esošie metāli parasti uzrāda oksidācijas pakāpi no +3 līdz +4, izņemot ZnO, BeO, SnO, PbO.

Attiecīgi ir skābie un bāziskie oksīdi

2) CO 2 un Al 2 O 3

Atbilde: 1

Paskaidrojums:

Skābie oksīdi ir oksīdi, kuriem piemīt skābas īpašības un kas veido atbilstošas ​​skābekli saturošas skābes. No piedāvātā saraksta tie ietver: SO 2, SO 3 un CO 2. Mijiedarbojoties ar ūdeni, tie veido šādas skābes:

SO 2 + H 2 O = H 2 SO 3 (sērskābe)

SO 3 + H 2 O = H 2 SO 4 (sērskābe)

CO 2 + H 2 O = H 2 CO 3 (ogļskābe)

Bāzes oksīdi ir metālu oksīdi oksidācijas pakāpēs +1, +2. Tajos ietilpst pirmās grupas galvenās apakšgrupas metālu oksīdi (sārmu metāli) Li-Fr, otrās grupas galvenās apakšgrupas metālu oksīdi (Mg un sārmzemju metāli) Mg-Ra un pārejas metālu oksīdi zemākos oksidācijas pakāpēs. No piedāvātā saraksta galvenie oksīdi ir: MgO, FeO.

Amfoteriskie oksīdi ir sāļus veidojoši oksīdi, kuriem atkarībā no apstākļiem piemīt bāziskas vai skābas īpašības (tas ir, amfoteritāte). Veidojas no pārejas metāliem. Amfotērajos oksīdos esošie metāli parasti uzrāda oksidācijas pakāpi no +3 līdz +4, izņemot ZnO, BeO, SnO, PbO. No piedāvātā saraksta amfoteriskie oksīdi ietver: Al 2 O 3, ZnO.

Sēra oksīds (VI) reaģē ar katru no divām vielām:

1) ūdens un sālsskābe

2) skābeklis un magnija oksīds

3) kalcija oksīds un nātrija hidroksīds

Atbilde: 3

Paskaidrojums:

Sēra oksīds (VI) SO 3 (sēra oksidācijas pakāpe +6) ir skābs oksīds, kas reaģē ar ūdeni, veidojot atbilstošu sērskābi H 2 SO 4 (arī sēra oksidācijas pakāpe ir +6):

SO 3 + H 2 O = H 2 SO 4

Kā skābs oksīds SO 3 nesadarbojas ar skābēm, t.i., reakcija nenotiek ar HCl.

Sēram SO 3 ir visaugstākā oksidācijas pakāpe +6 (vienāds ar elementa grupas numuru), tāpēc SO 3 nereaģē ar skābekli (skābeklis sēru neoksidē līdz oksidācijas pakāpei +6).

Ar galveno oksīdu MgO veidojas atbilstošais sāls - magnija sulfāts MgSO 4:

MgO + SO 3 = MgSO 4

Tā kā SO3 oksīds ir skābs, tas reaģē ar bāzes oksīdiem un bāzēm, veidojot atbilstošus sāļus:

MgO + SO 3 = MgSO 4

NaOH + SO 3 = NaHSO 4 vai 2NaOH + SO 3 = Na 2 SO 4 + H 2 O

Kā minēts iepriekš, SO 3 reaģē ar ūdeni, veidojot sērskābi.

CuSO 3 nesadarbojas ar pārejas metālu.

Oglekļa (IV) monoksīds reaģē ar katru no divām vielām:

1) ūdens un kalcija oksīds

2) skābeklis un sēra oksīds (IV)

3) kālija sulfāts un nātrija hidroksīds

4) fosforskābe un ūdeņradis

Atbilde: 1

Paskaidrojums:

Oglekļa monoksīds (IV) CO 2 ir skābs oksīds, tāpēc tas reaģē ar ūdeni, veidojot nestabilu ogļskābi H 2 CO 3 un ar kalcija oksīdu, veidojot kalcija karbonātu CaCO 3:

CO 2 + H 2 O = H 2 CO 3

CO 2 + CaO = CaCO 3

Oglekļa dioksīds CO 2 nereaģē ar skābekli, jo skābeklis nevar oksidēt tajā esošo elementu augstākā pakāpe oksidēšana (ogleklim tas ir +4 atbilstoši tās grupas numuram, kurā tas atrodas).

Reakcija nenotiek ar sēra oksīdu (IV) SO 2, jo, būdams skābs oksīds, CO 2 neiedarbojas ar oksīdu, kuram arī ir skābas īpašības.

Oglekļa dioksīds CO 2 nereaģē ar sāļiem (piemēram, ar kālija sulfātu K 2 SO 4), bet mijiedarbojas ar sārmiem, jo ​​tam ir pamata īpašības. Reakcija notiek, veidojot skābu vai mērenu sāli atkarībā no reaģentu pārpalikuma vai trūkuma:

NaOH + CO 2 = NaHCO 3 vai 2NaOH + CO 2 = Na 2 CO 3 + H 2 O

CO2, būdams skābs oksīds, nereaģē ne ar skābiem oksīdiem, ne ar skābēm, tāpēc reakcija starp oglekļa dioksīds un fosforskābe H 3 PO 4 nenotiek.

CO 2 tiek reducēts ar ūdeņradi līdz metānam un ūdenim:

CO2 + 4H2 = CH4 + 2H2O

Galvenās īpašības parāda augstākais elementa oksīds

Atbilde: 3

Paskaidrojums:

Galvenās īpašības uzrāda bāzes oksīdi - metālu oksīdi oksidācijas pakāpēs +1 un +2. Tie ietver:

No piedāvātajām iespējām pie galvenajiem oksīdiem pieder tikai bārija oksīds BaO. Visi pārējie sēra, slāpekļa un oglekļa oksīdi ir skābi vai sāli neveidojoši: CO, NO, N2O.

Metālu oksīdi ar oksidācijas pakāpi + 6 un augstāki ir

1) sāli neveidojošs

2) galvenais

3) amfotērisks

Atbilde: 4

Paskaidrojums:

• — pirmās grupas galvenās apakšgrupas metālu oksīdi (sārmu metāli) Li – Fr;
• — otrās grupas galvenās apakšgrupas metālu oksīdi (Mg un sārmzemju metāli) Mg – Ra;
• — pārejas metālu oksīdi zemākos oksidācijas pakāpēs.

Skābie oksīdi (anhidrīdi) ir oksīdi, kuriem piemīt skābas īpašības un kas veido atbilstošas ​​skābekli saturošas skābes. Veido tipiski nemetāli un daži pārejas elementi. Elementiem skābajos oksīdos parasti ir oksidācijas pakāpes robežās no +4 līdz +7. Līdz ar to metāla oksīdam oksidācijas stāvoklī +6 ir skābas īpašības.

Skābās īpašības parāda oksīds, kura formula ir

Atbilde: 1

Paskaidrojums:

Skābie oksīdi (anhidrīdi) ir oksīdi, kuriem piemīt skābas īpašības un kas veido atbilstošas ​​skābekli saturošas skābes. Veido tipiski nemetāli un daži pārejas elementi. Elementiem skābajos oksīdos parasti ir oksidācijas pakāpes robežās no +4 līdz +7. Līdz ar to silīcija oksīdam SiO 2 ar silīcija lādiņu +6 piemīt skābas īpašības.

Sāli neveidojoši oksīdi ir N 2 O, NO, SiO, CO. CO ir sāli neveidojošs oksīds.

Bāzes oksīdi ir metālu oksīdi oksidācijas pakāpēs +1 un +2. Tie ietver:

— pirmās grupas galvenās apakšgrupas metālu oksīdi (sārmu metāli) Li – Fr;

— otrās grupas galvenās apakšgrupas metālu oksīdi (Mg un sārmzemju metāli) Mg – Ra;

— pārejas metālu oksīdi zemākos oksidācijas pakāpēs.

BaO pieder pie pamata oksīdiem.

Amfoteriskie oksīdi ir sāļus veidojoši oksīdi, kuriem atkarībā no apstākļiem piemīt bāziskas vai skābas īpašības (tas ir, amfoteritāte). Veidojas no pārejas metāliem. Amfotērajos oksīdos esošie metāli parasti uzrāda oksidācijas pakāpi no +3 līdz +4, izņemot ZnO, BeO, SnO, PbO. Alumīnija oksīds Al 2 O 3 ir arī amfoterisks oksīds.

Hroma oksidācijas pakāpe tā amfoteriskajos savienojumos ir vienāda ar

Atbilde: 3

Paskaidrojums:

Hroms ir 4. perioda 6. grupas sekundārās apakšgrupas elements. To raksturo oksidācijas pakāpes 0, +2, +3, +4, +6. Oksidācijas pakāpe +2 atbilst CrO oksīdam, kuram ir pamata īpašības. Oksidācijas pakāpe +3 atbilst amfotēriskajam oksīdam Cr 2 O 3 un hidroksīdam Cr(OH) 3. Šis ir visstabilākais hroma oksidācijas stāvoklis. Oksidācijas pakāpe +6 atbilst skābajam hroma (VI) oksīdam CrO 3 un vairākām skābēm, no kurām vienkāršākās ir hroma H 2 CrO 4 un dihroma H 2 Cr 2 O 7 .

Amfoteriskie oksīdi ietver

Atbilde: 3

Paskaidrojums:

Amfoteriskie oksīdi ir sāļus veidojoši oksīdi, kuriem atkarībā no apstākļiem piemīt bāziskas vai skābas īpašības (tas ir, amfoteritāte). Veidojas no pārejas metāliem. Amfotērajos oksīdos esošie metāli parasti uzrāda oksidācijas pakāpi no +3 līdz +4, izņemot ZnO, BeO, SnO, PbO. ZnO ir amfoterisks oksīds.

Sāli neveidojoši oksīdi ir N 2 O, NO, SiO, CO.

Bāzes oksīdi ir metālu oksīdi oksidācijas pakāpēs +1 un +2. Tie ietver:

— pirmās grupas galvenās apakšgrupas metālu oksīdi (sārmu metāli) Li – Fr (šajā grupā ietilpst kālija oksīds K 2 O);

— otrās grupas galvenās apakšgrupas metālu oksīdi (Mg un sārmzemju metāli) Mg – Ra;

— pārejas metālu oksīdi zemākos oksidācijas pakāpēs.

Skābie oksīdi (anhidrīdi) ir oksīdi, kuriem piemīt skābas īpašības un kas veido atbilstošas ​​skābekli saturošas skābes. Veido tipiski nemetāli un daži pārejas elementi. Elementiem skābajos oksīdos parasti ir oksidācijas pakāpes robežās no +4 līdz +7. Tāpēc SO 3 ir skābs oksīds, kas atbilst sērskābei H 2 SO 4.

7FDBA3 Kurš no šiem apgalvojumiem ir patiess?

A. Bāzes oksīdi ir oksīdi, kuriem atbilst bāzes.

B. Tikai metāli veido bāzes oksīdus.

1) tikai A ir pareiza

2) tikai B ir pareiza

3) abi apgalvojumi ir patiesi

4) abi apgalvojumi ir nepareizi

Atbilde: 3

Paskaidrojums:

Bāzes oksīdi ir metālu oksīdi oksidācijas pakāpēs +1 un +2. Tie ietver:

— pirmās grupas galvenās apakšgrupas metālu oksīdi (sārmu metāli) Li – Fr;

— otrās grupas galvenās apakšgrupas metālu oksīdi (Mg un sārmzemju metāli) Mg – Ra;

— pārejas metālu oksīdi zemākos oksidācijas pakāpēs.

Bāzes atbilst bāzes oksīdiem kā hidroksīdiem.

Abi apgalvojumi ir patiesi.

Normālos apstākļos reaģē ar ūdeni

1) slāpekļa oksīds (II)

2) dzelzs (II) oksīds

3) dzelzs (III) oksīds

Atbilde: 4

Paskaidrojums:

Slāpekļa oksīds (II) NO ir sāli neveidojošs oksīds, tāpēc tas nereaģē ar ūdeni vai bāzēm.

Dzelzs (II) oksīds FeO ir bāzisks oksīds, kas nešķīst ūdenī. Nereaģē ar ūdeni.

Dzelzs (III) oksīds Fe 2 O 3 ir amfoterisks oksīds, nešķīst ūdenī. Tas arī nereaģē ar ūdeni.

Slāpekļa oksīds (IV) NO 2 ir skābs oksīds un reaģē ar ūdeni, veidojot slāpekļskābes (HNO 3 ; N +5) un slāpekļa (HNO 2 ; N +3) skābes:

2NO 2 + H 2 O = HNO 3 + HNO 2

Vielu sarakstā: ZnO, FeO, CrO 3, CaO, Al 2 O 3, Na 2 O, Cr 2 O 3
galveno oksīdu skaits ir vienāds ar

Atbilde: 3

Paskaidrojums:

Bāzes oksīdi ir metālu oksīdi oksidācijas pakāpēs +1 un +2. Tie ietver:

• — pirmās grupas galvenās apakšgrupas metālu oksīdi (sārmu metāli) Li – Fr;
• — otrās grupas galvenās apakšgrupas metālu oksīdi (Mg un sārmzemju metāli) Mg – Ra;
• — pārejas metālu oksīdi zemākos oksidācijas pakāpēs.

No piedāvātajām iespējām galveno oksīdu grupā ietilpst FeO, CaO, Na 2 O.

Amfoteriskie oksīdi ir sāļus veidojoši oksīdi, kuriem atkarībā no apstākļiem piemīt bāziskas vai skābas īpašības (tas ir, amfoteritāte). Veidojas no pārejas metāliem. Amfotērajos oksīdos esošie metāli parasti uzrāda oksidācijas pakāpi no +3 līdz +4, izņemot ZnO, BeO, SnO, PbO.

Pie amfoteriskajiem oksīdiem pieder ZnO, Al 2 O 3, Cr 2 O 3.

Skābie oksīdi (anhidrīdi) ir oksīdi, kuriem piemīt skābas īpašības un kas veido atbilstošas ​​skābekli saturošas skābes. Veido tipiski nemetāli un daži pārejas elementi. Elementiem skābajos oksīdos parasti ir oksidācijas pakāpes robežās no +4 līdz +7. Tāpēc CrO 3 ir skābs oksīds, kas atbilst hromskābei H 2 CrO 4 .

Kālija oksīds reaģē ar

Atbilde: 3

Paskaidrojums:

Kālija oksīds (K 2 O) ir bāzisks oksīds. Kā pamata oksīds K 2 O var mijiedarboties ar amfoteriskajiem oksīdiem, jo ar oksīdiem, kuriem piemīt gan skābas, gan bāzes īpašības (ZnO). ZnO ir amfoterisks oksīds. Nereaģē ar bāziskiem oksīdiem (CaO, MgO, Li 2 O).

Reakcija notiek šādi:

K 2 O + ZnO = K 2 ZnO 2

Bāzes oksīdi ir metālu oksīdi oksidācijas pakāpēs +1 un +2. Tie ietver:

— pirmās grupas galvenās apakšgrupas metālu oksīdi (sārmu metāli) Li – Fr;

— otrās grupas galvenās apakšgrupas metālu oksīdi (Mg un sārmzemju metāli) Mg – Ra;

— pārejas metālu oksīdi zemākos oksidācijas pakāpēs.

Amfoteriskie oksīdi ir sāļus veidojoši oksīdi, kuriem atkarībā no apstākļiem piemīt bāziskas vai skābas īpašības (tas ir, amfoteritāte). Veidojas no pārejas metāliem. Amfotērajos oksīdos esošie metāli parasti uzrāda oksidācijas pakāpi no +3 līdz +4, izņemot ZnO, BeO, SnO, PbO.

Turklāt ir sāli neveidojoši oksīdi N 2 O, NO, SiO, CO. Sāli neveidojoši oksīdi ir oksīdi, kuriem nav ne skābu, ne bāzisku, ne amfotērisku īpašību un kas neveido sāļus.

Silīcija(IV) oksīds reaģē ar katru no abām vielām

2) H2SO4 un BaCl2

Atbilde: 3

Paskaidrojums:

Silīcija oksīds (SiO 2) ir skābs oksīds, tāpēc tas reaģē ar sārmiem un bāziskiem oksīdiem:

SiO 2 + 2NaOH → Na 2 SiO 3 + H 2 O

Sēra +4 oksidācijas pakāpe ir diezgan stabila un izpaužas SHal 4 tetrahalogenīdos, SOHal 2 oksodihalogenīdos, SO 2 dioksīdā un to atbilstošajos anjonos. Iepazīsimies ar sēra dioksīda un sērskābes īpašībām.

1.11.1. Sēra oksīds (IV) So2 molekulas struktūra

SO 2 molekulas struktūra ir līdzīga ozona molekulas struktūrai. Sēra atoms atrodas sp 2 hibridizācijas stāvoklī, orbitāļu forma ir regulārs trīsstūris, bet molekulas forma ir leņķiska. Sēra atomam ir vientuļš elektronu pāris. S-O saites garums ir 0,143 nm, un saites leņķis ir 119,5°.

Struktūra atbilst šādām rezonanses struktūrām:

Atšķirībā no ozona, S-O saites daudzkārtība ir 2, tas ir, galveno ieguldījumu dod pirmā rezonanses struktūra. Molekulu raksturo augsta termiskā stabilitāte.

Fizikālās īpašības

Normālos apstākļos sēra dioksīds jeb sēra dioksīds ir bezkrāsaina gāze ar asu smacējošu smaku, kušanas temperatūra -75 °C, viršanas temperatūra -10 °C. Tas labi šķīst ūdenī 20 °C temperatūrā, 1 tilpumā ūdens izšķīst 40 tilpumi sēra dioksīda. Toksiska gāze.

Sēra (IV) oksīda ķīmiskās īpašības

Sēra dioksīds ir ļoti reaģējošs. Sēra dioksīds ir skābs oksīds. Tas labi šķīst ūdenī, veidojot hidrātus. Tas arī daļēji reaģē ar ūdeni, veidojot vāju sērskābi, kas nav izolēta atsevišķā formā:

SO 2 + H 2 O = H 2 SO 3 = H + + HSO 3 - = 2H + + SO 3 2- .

Disociācijas rezultātā veidojas protoni, tāpēc šķīdumam ir skāba vide.

Kad sēra dioksīda gāze tiek izlaista caur nātrija hidroksīda šķīdumu, veidojas nātrija sulfīts. Nātrija sulfīts reaģē ar sēra dioksīda pārpalikumu, veidojot nātrija hidrosulfītu:

2NaOH + SO 2 = Na 2 SO 3 + H 2 O;

Na 2 SO 3 + SO 2 = 2 NaHSO 3.

Sēra dioksīdam ir raksturīga redoksu dualitāte, piemēram, tam piemīt reducējošas īpašības un tas atkrāso broma ūdeni:

SO 2 + Br 2 + 2H 2 O = H 2 SO 4 + 2 HBr

un kālija permanganāta šķīdums:

5SO2 + 2KMnO4 + 2H2O = 2KНSO4 + 2MnSO4 + H2SO4.

oksidēts ar skābekli līdz sērskābes anhidrīdam:

2SO 2 + O 2 = 2SO 3.

Tam piemīt oksidējošas īpašības, mijiedarbojoties ar spēcīgiem reducētājiem, piemēram:

SO 2 + 2CO = S + 2CO 2 (pie 500 °C, Al 2 O 3 klātbūtnē);

SO2 + 2H2 = S + 2H2O.

Sēra (IV) oksīda sagatavošana

Sēra sadegšana gaisā

S + O 2 = SO 2.

Sulfīdu oksidēšana

4FeS2 + 11O2 = 2Fe2O3 + 8SO2.

Spēcīgo skābju ietekme uz metālu sulfītiem

Na 2 SO 3 + 2H 2 SO 4 = 2 NaHSO 4 + H 2 O + SO 2.

1.11.2. Sērskābe un tās sāļi

Kad sēra dioksīds tiek izšķīdināts ūdenī, veidojas vāja sērskābe, lielākā daļa izšķīdinātā SO 2 ir SO 2 ·H 2 O hidratētā veidā, atdziestot, izdalās arī kristālisks hidrāts, tikai neliela daļa sērskābes molekulas sadalās sulfīta un hidrosulfīta jonos. Brīvā stāvoklī skābe netiek atbrīvota.

Būdams divbāzisks, tas veido divu veidu sāļus: vidējus - sulfītus un skābos - hidrosulfītus. Ūdenī izšķīst tikai sārmu metālu sulfīti un sārmu un sārmzemju metālu hidrosulfīti.

Sēra oksīds (sēra dioksīds, sēra dioksīds, sēra dioksīds) ir bezkrāsaina gāze, kurai normālos apstākļos ir asa raksturīga smaka (līdzīga degoša sērkociņa smaržai). Sašķidrināts zem spiediena telpas temperatūra. Sēra dioksīds šķīst ūdenī, un veidojas nestabila sērskābe. Šī viela šķīst arī sērskābē un etanolā. Šī ir viena no galvenajām sastāvdaļām, kas veido vulkāniskās gāzes.

Sēra dioksīds

SO2 iegūšana - sēra dioksīds - rūpnieciski sastāv no sēra sadedzināšanas vai sulfīdu grauzdēšanas (galvenokārt izmanto pirītu).

4FeS2 (pirīts) + 11O2 = 2Fe2O3 + 8SO2 (sēra dioksīds).

Laboratorijas apstākļos sēra dioksīdu var iegūt, apstrādājot hidrosulfītus un sulfītus ar stiprām skābēm. Šajā gadījumā iegūtā sērskābe nekavējoties sadalās ūdenī un sēra dioksīdā. Piemēram:

Na2SO3 + H2SO4 (sērskābe) = Na2SO4 + H2SO3 (sērskābe).
H2SO3 (sērskābe) = H2O (ūdens) + SO2 (sēra dioksīds).

Trešā sēra dioksīda iegūšanas metode ietver koncentrētas sērskābes iedarbību uz zemas aktivitātes metāliem, kad tie tiek karsēti. Piemēram: Cu (varš) + 2H2SO4 (sērskābe) = CuSO4 (vara sulfāts) + SO2 (sēra dioksīds) + 2H2O (ūdens).

Sēra dioksīda ķīmiskās īpašības

Sēra dioksīda formula ir SO3. Šī viela pieder pie skābiem oksīdiem.

1. Sēra dioksīds izšķīst ūdenī, veidojot sērskābi. Normālos apstākļos šī reakcija ir atgriezeniska.

SO2 (sēra dioksīds) + H2O (ūdens) = H2SO3 (sērskābe).

2. Ar sārmiem sēra dioksīds veido sulfītus. Piemēram: 2NaOH (nātrija hidroksīds) + SO2 (sēra dioksīds) = Na2SO3 (nātrija sulfīts) + H2O (ūdens).

3. Sēra dioksīda ķīmiskā aktivitāte ir diezgan augsta. Sēra dioksīda reducējošās īpašības ir visizteiktākās. Šādās reakcijās palielinās sēra oksidācijas pakāpe. Piemēram: 1) SO2 (sēra dioksīds) + Br2 (broms) + 2H2O (ūdens) = H2SO4 (sērskābe) + 2HBr (bromūdeņradis); 2) 2SO2 (sēra dioksīds) + O2 (skābeklis) = 2SO3 (sulfīts); 3) 5SO2 (sēra dioksīds) + 2KMnO4 (kālija permanganāts) + 2H2O (ūdens) = 2H2SO4 (sērskābe) + 2MnSO4 (mangāna sulfāts) + K2SO4 (kālija sulfāts).

Pēdējā reakcija ir kvalitatīvas reakcijas uz SO2 un SO3 piemērs. Šķīdums kļūst purpursarkanā krāsā.)

4. Spēcīgu reducētāju klātbūtnē sēra dioksīdam var būt oksidējošas īpašības. Piemēram, lai metalurģijas rūpniecībā iegūtu sēru no izplūdes gāzēm, viņi izmanto sēra dioksīda reducēšanu ar oglekļa monoksīdu (CO): SO2 (sēra dioksīds) + 2CO (oglekļa monoksīds) = 2CO2 + S (sērs).

Fosforskābes iegūšanai tiek izmantotas arī šīs vielas oksidējošās īpašības: PH3 (fosfīns) + SO2 (sēra dioksīds) = H3PO2 (fosforskābe) + S (sērs).

Kur izmanto sēra dioksīdu?

Sēra dioksīdu galvenokārt izmanto sērskābes ražošanai. To izmanto arī zema alkohola dzērienu (vīna un citu vidējas cenas dzērienu) ražošanā. Pateicoties šīs gāzes īpašībai iznīcināt dažādus mikroorganismus, to izmanto noliktavu un dārzeņu veikalu fumigēšanai. Turklāt sēra oksīdu izmanto vilnas, zīda un salmu balināšanai (tos materiālus, kurus nevar balināt ar hloru). Laboratorijās sēra dioksīdu izmanto kā šķīdinātāju un dažādu sēra dioksīda sāļu iegūšanai.

Fizioloģiskā ietekme

Sēra dioksīdam ir spēcīgas toksiskas īpašības. Saindēšanās simptomi ir klepus, iesnas, aizsmakums, īpatnēja garša mutē, stipras sāpes kaklā. Ja sēra dioksīds tiek ieelpots lielā koncentrācijā, rodas apgrūtināta rīšana un aizrīšanās, runas traucējumi, slikta dūša un vemšana, kā arī var attīstīties akūta plaušu tūska.

Sēra dioksīda MPC:
- iekštelpās - 10 mg/m³;
- vidējā dienas maksimālā vienreizēja iedarbība atmosfēras gaisā - 0,05 mg/m³.

Indivīdiem, augiem un dzīvniekiem jutība pret sēra dioksīdu ir atšķirīga. Piemēram, no kokiem visizturīgākie ir ozols un bērzs, bet vismazāk izturīgie ir egle un priede.