Kemijske lastnosti žveplovih spojin. Žveplov oksid v naravi in \u200b\u200bčloveškem življenju

Odseki spletnega mesta

Izbira urednika:

Oglaševanje

glavni - Drywall

4. dok

Žveplo. Vodikov sulfid, sulfidi, hidrosulfidi. Žveplovi oksidi (IV) in (VI). Žveplove in žveplove kisline in njihove soli. Estri žveplove kisline. Natrijev tiosulfat

4.1. Žveplo

Žveplo je eden redkih kemičnih elementov, ki ga ljudje uporabljajo že nekaj tisočletij. V naravi je zelo razširjen, najdemo ga tako v prostem stanju (naravno žveplo) kot v spojinah. Minerale, ki vsebujejo žveplo, lahko razdelimo v dve skupini - sulfidi (piriti, sijaj, mešanice) in sulfati. Domače žveplo v velike količine najdemo v Italiji (otok Sicilija) in ZDA. Na območju neodvisnih držav so nahajališča domačega žvepla najdena v Povolžju, v državah Srednje Azije, na Krimu in v drugih regijah.

Minerali prve skupine vključujejo svinčeni sijaj PbS, bakreni lesk Cu 2 S, srebrni lesk - Ag 2 S, mešanica cinka - ZnS, kadmijeva mešanica - CdS, pirit ali železov kol-kedan - FeS 2, halkopirit - CuFeS 2, cinabar - HgS.

Med minerale druge skupine spadajo mavec CaSO 4 2H 2 O, mirabilit (Glauberjeva sol) - Na 2 SO 4 10H 2 O, kizerit - MgSO 4 H 2 O.

Žveplo najdemo v organizmih živali in rastlin, saj je del beljakovinskih molekul. Organske spojine v olju najdemo žveplo.

Prejemanje

1. Ko žveplo dobimo iz naravnih spojin, na primer iz žveplovega pirita, ga segrejemo na visoke temperature. Žveplov pirit se razgradi in tvori železov (II) sulfid in žveplo:

2. Žveplo lahko dobimo z oksidacijo vodikovega sulfida s pomanjkanjem kisika z reakcijo:

2H 2 S + O 2 \u003d 2S + 2 H 2 O

3. Trenutno je običajno pridobivanje žvepla z redukcijo žveplovega dioksida SO 2 z ogljikom - stranskim produktom pri taljenju kovin iz žveplovih rud:

SO 2 + C \u003d CO 2 + S

4. Odpadni plini iz metalurške in koksarniške peči vsebujejo mešanico žveplovega dioksida in vodikovega sulfida. Ta mešanica se doda pri visoka temperatura nad katalizatorjem:

H2S + SO2 \u003d 2H2O + 3S

^ Fizične lastnosti

Žveplo je limono rumena, krhka trdna snov. Je praktično netopen v vodi, vendar dobro topen v ogljikovem disulfidu CS 2 anilinu in nekaterih drugih topilih.

Slaba prevodnost toplote in elektrika... Žveplo tvori več alotropnih sprememb:

1 . ^ Rombično žveplo (najbolj stabilni) imajo kristali obliko oktaedrov.

Ko se žveplo segreje, se njegova barva in viskoznost spremenita: najprej nastane svetlo rumena, nato pa s povišanjem temperature potemni in postane tako viskozna, da ne izteka iz epruvete, z nadaljnjim segrevanjem pa viskoznost upade spet in pri 444,6 ° С vre žveplo.

2. ^ Monoklinično žveplo - modifikacija v obliki temno rumenih igličastih kristalov, dobljena s počasnim hlajenjem staljenega žvepla.

3. Plastično žveplonastane, če vlijemo žveplo, segreto do vrenja hladna voda... Lahko se razteza kot guma (glej sliko 19).

Naravno žveplo je sestavljeno iz mešanice štirih stabilnih izotopov: 32 16 S, 33 16 S, 34 16 S, 36 16 S.

^ Kemijske lastnosti

Atom žvepla z nepopolnim zunanjim nivojem energije lahko pritrdi dva elektrona in pokaže stopnjo

Oksidacija -2. Žveplo kaže to oksidacijsko stanje v spojinah s kovinami in vodikom (Na2S, H2S). Ko elektrone doniramo ali odvzamemo atomu bolj elektronegativnega elementa, je lahko oksidacijsko stanje žvepla +2, +4, +6.

V mrazu je žveplo razmeroma inertno, a s povišanjem temperature se njegova reaktivnost poveča. 1. Žveplo ima oksidativne lastnosti s kovinami. Med temi reakcijami nastanejo sulfidi (ne reagira z zlatom, platino in iridijem): Fe + S \u003d FeS

2. Žveplo v normalnih pogojih ne vpliva na vodik in pri 150-200 ° C poteka reverzibilna reakcija:

3. V reakcijah s kovinami in vodikom se žveplo obnaša kot tipično oksidacijsko sredstvo in v prisotnosti močnih oksidativnih snovi kaže reducirajoče lastnosti.

S + 3F 2 \u003d SF 6 (ne reagira z jodom)

4. Izgorevanje žvepla v kisiku poteka pri 280 ° С in v zraku pri 360 ° С. To tvori mešanico SO 2 in SO 3:

S + O 2 \u003d SO 2 2S + 3O 2 \u003d 2SO 3

5. Ko se žveplo segreje brez dostopa do zraka, se neposredno kombinira s fosforjem, ogljikom in kaže oksidativne lastnosti:

2P + 3S \u003d P 2 S 3 2S + C \u003d CS 2

6. Pri interakciji s kompleksnimi snovmi se žveplo obnaša predvsem kot redukcijsko sredstvo:

7. Žveplo je sposobno reakcij nesorazmerja. Torej, pri vrenju žveplovega prahu z alkalijami nastanejo sulfiti in sulfidi:

Uporaba

Žveplo se pogosto uporablja v industriji in kmetijstvu. Približno polovica proizvodnje se porabi za pridobivanje žveplove kisline. Žveplo se uporablja za vulkanizacijo gume, ki gumo pretvori v gumo.

V obliki žveplove barve (fini prah) se žveplo uporablja za boj proti boleznim vinograda in bombaža. Uporablja se za pridobivanje smodnika, vžigalic, svetlobne kompozicije... V medicini pripravljajo žveplova mazila za zdravljenje kožnih bolezni.

4.2. Vodikov sulfid, sulfidi, hidrosulfidi

Vodikov sulfid je analogen vodi. Njegova elektronska formula

To kaže v izobraževanju obveznice H-S-H vključevala dva p-elektrona zunanje ravni žveplovega atoma. Molekula H 2 S je oglata, torej polarna.

^ Biti v naravi

Vodikov sulfid se naravno pojavlja v vulkanskih plinih in v vodah nekaterih mineralnih vrelcev, na primer Pyatigorsk in Matsesta. Nastane med razpadanjem organskih snovi, ki vsebujejo žveplo, različnih živali in rastlinskih ostankov. To pojasnjuje značilnost slab vonj odpadne vode, greznice in smetišča.

Prejemanje

1. Vodikov sulfid lahko dobimo z neposredno povezavo žvepla z vodikom pri segrevanju:

2. Običajno pa ga dobimo z delovanjem razredčene klorovodikove ali žveplove kisline na železov (III) sulfid:

2HCl + FeS \u003d FeCl 2 + H 2 S 2H + + FeS \u003d Fe 2+ + H 2 S Ta reakcija se pogosto izvaja v Kippovem aparatu.

^ Fizične lastnosti

V normalnih pogojih je vodikov sulfid brezbarven plin z močnim značilnim vonjem po gnili jajcih. Zelo strupeno se ob vdihavanju veže na hemoglobin in povzroči paralizo, ki je pogosto

K je usoden. Manj nevarno v nizkih koncentracijah. Z njim je treba delati v dimnih nape ali s hermetično zaprtimi napravami. Dovoljena vsebnost H 2 S v industrijskih prostorih je 0,01 mg na 1 liter zraka.

Vodikov sulfid je razmeroma dobro topen v vodi (pri 20 ° C se v 1 prostornini vode raztopi 2,5 prostornine vodikovega sulfida).

Raztopina vodikovega sulfida v vodi se imenuje vodikova sulfidna voda ali vodikov sulfidna kislina (kaže lastnosti šibke kisline).

^ Kemijske lastnosti

1, Pri močnem segrevanju se vodikov sulfid skoraj popolnoma razgradi s tvorbo žvepla in vodika.

2. Plinast vodikov sulfid gori v zraku z modrim plamenom s tvorbo žveplovega (IV) oksida in vode:

2H 2 S + 3O 2 \u003d 2SO 2 + 2H 2 O

Ob pomanjkanju kisika nastaneta žveplo in voda: 2H 2 S + O 2 \u003d 2S + 2H 2 O

3. Vodikov sulfid je dokaj močno redukcijsko sredstvo. To je njegovo pomembno kemijske lastnosti je mogoče razložiti na naslednji način. V raztopini H 2 S relativno enostavno donira elektrone molekulam zračnega kisika:

Istočasno atmosferski kisik oksidira vodikov sulfid v žveplo, zaradi česar je vodikova žveplova sulfid motna:

2H 2 S + O 2 \u003d 2S + 2H 2 O

To pojasnjuje dejstvo, da se vodikov sulfid med razpadanjem organskih snovi v naravi ne kopiči v zelo velikih količinah - kisik v zraku ga oksidira v prosto žveplo.

4, Vodikov sulfid močno reagira z raztopinami halogena, na primer:

H2S + I2 \u003d 2HI + S Žveplo se razvije in raztopina joda se razbarva.

5. Različni oksidanti močno reagirajo z vodikovim sulfidom: dušikova kislina nastane prosto žveplo.

6. Raztopina vodikovega sulfida ima zaradi disociacije kislo reakcijo:

H 2 SН + + HS - HS - H + + S -2

Običajno prevlada prvi korak. Je zelo šibka kislina: šibkejša od ogljikove kisline, ki običajno izpodrine H2S iz sulfidov.

Sulfidi in hidrosulfidi

Vodikova sulfidna kislina kot dvobazna kislina tvori dve vrsti soli:

Srednje - sulfidi (Na2S);

Kisli - hidrosulfidi (NaHS).

Te soli lahko dobimo: - z interakcijo hidroksidov z vodikovim sulfidom: 2NaOH + H2S \u003d Na2S + 2H2O

Neposredna interakcija žvepla s kovinami:

Reakcija izmenjave soli s H 2 S ali med solmi:

Pb (NO 3) 2 + Na 2 S \u003d PbS + 2NaNO 3

CuSO 4 + H 2 S \u003d CuS + H 2 SO 4 Cu 2+ + H 2 S \u003d CuS + 2H +

Skoraj vsi hidrosulfidi so dobro topni v vodi.

Tudi sulfidi alkalijskih in zemeljskoalkalijskih kovin so zlahka topni v vodi, brezbarvni.

Težki kovinski sulfidi so v vodi praktično netopni ali rahlo topni (FeS, MnS, ZnS); nekateri se ne raztopijo v razredčenih kislinah (CuS, PbS, HgS).

Kot soli šibke kisline se sulfidi v vodnih raztopinah močno hidrolizirajo. Na primer, sulfidi alkalijskih kovin, ko se raztopijo v vodi, imajo alkalno reakcijo:

Na 2 S + НОНNaHS + NaOH

Vsi sulfidi, pa tudi sam vodikov sulfid, so energijska reducent:

3PbS -2 + 8HN +5 O 3 (razširjeno) \u003d 3PbS +6 O 4 + 4H 2 O + 8N +2 O

Nekateri sulfidi imajo značilno barvo: CuS in PbS - črna, CdS - rumena, ZnS - bela, MnS - rožnata, SnS - rjava, Al 2 S 3 - oranžna. Kvalitativna analiza kationov temelji na različni topnosti sulfidov in različnih barvah mnogih izmed njih.

^ 4.3. Žveplov (IV) oksid in žveplova kislina

Žveplov oksid (IV) ali žveplov dioksid je v normalnih pogojih brezbarven plin z ostrim zadušljivim vonjem. Ko se ohladi na -10 ° C, se utekočini v brezbarvno tekočino.

Prejemanje

1. V laboratorijskih pogojih žveplov oksid (IV) dobimo iz soli žveplove kisline z delovanjem močnih kislin nanje:

Na 2 SO 3 + H 2 SO 4 \u003d Na 2 SO 4 + S0 2  + H 2 O 2NaHSO 3 + H 2 SO 4 \u003d Na 2 SO 4 + 2SO 2  + 2H 2 O 2HSO - 3 + 2H + \u003d 2SO 2  + 2H 2 O

2. Tudi žveplov dioksid nastane z medsebojnim delovanjem koncentrirane žveplove kisline pri segrevanju z nizko aktivnimi kovinami:

Cu + 2H 2 SO 4 \u003d CuSO 4 + SO 2  + 2H 2 O

Cu + 4Н + + 2SO 2- 4 \u003d Cu 2+ + SO 2- 4 + SO 2  + 2H 2 O

3. Žveplov oksid (IV) nastane tudi, ko žveplo izgori v zraku ali kisiku:

4. V industrijskih razmerah SO 2 dobimo s praženjem pirita FeS 2 ali sulfidnih rud neželeznih kovin (mešanica cinka ZnS, svinčev sijaj PbS itd.):

4FeS 2 + 11O 2 \u003d 2Fe 2 O 3 + 8SO 2

Strukturna formula molekule SO 2:

Pri tvorbi vezi v molekuli SO 2 sodelujejo štirje elektroni žvepla in štirje elektroni dveh atomov kisika. Medsebojni odboj veznih elektronskih parov in nerazdeljenega elektronskega para žvepla daje molekuli kotno obliko.

Kemijske lastnosti

1. Žveplov (IV) oksid ima vse lastnosti kislih oksidov:

Interakcija z vodo,

Interakcija z alkalijami,

Interakcija z osnovnimi oksidi.

2. Za žveplov (IV) oksid so značilne redukcijske lastnosti:

S +4 O 2 + O 0 2 2S +6 O -2 3 (v prisotnosti katalizatorja, ko je segret)

Toda v prisotnosti močnih reducentov se SO 2 obnaša kot oksidant:

Redoksualnost dualnosti žveplovega (IV) oksida je razložena z dejstvom, da ima žveplo v sebi oksidacijsko stanje +4, zato se lahko z oddajanjem 2 elektronov oksidira do S +6 in s sprejemom 4 elektronov, reduciranih do S °. Pojav teh ali drugih lastnosti je odvisen od narave reakcijske komponente.

Žveplov oksid (IV) je dobro topen v vodi (40 volumnov SO 2 se raztopi v 1 volumnu pri 20 ° C). V tem primeru nastane žveplova kislina, ki obstaja samo v vodni raztopini:

SO 2 + H 2 ОH 2 SO 3

Reakcija je reverzibilna. V vodni raztopini sta žveplov (IV) oksid in žveplova kislina v kemičnem ravnovesju, ki ju je mogoče premakniti. Pri vezavi H 2 SO 3 (nevtralizacija kisline

Vi) reakcija poteka proti tvorbi žveplove kisline; pri odstranjevanju SO 2 (pihanje dušika skozi raztopino ali segrevanje) reakcija poteka proti vhodnim materialom. Raztopina žveplove kisline vedno vsebuje žveplov (IV) oksid, ki ji daje oster vonj.

Žveplova kislina ima vse lastnosti kislin. V raztopini disociira postopoma:

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

Termično nestabilen, hlapljiv. Žveplova kislina kot dvobazna kislina tvori dve vrsti soli:

Srednje - sulfiti (Na 2 SO 3);

Kisli - hidrosulfit (NaHSO 3).

Sulfiti nastanejo, ko kislino popolnoma nevtraliziramo z alkalijo:

H2SO3 + 2NaOH \u003d Na2SO3 + 2H2O

Hidrosulfite dobimo s pomanjkanjem alkalij:

H2SO3 + NaOH \u003d NaHSO3 + H2O

Žveplova kislina in njene soli imajo tako oksidativne kot redukcijske lastnosti, kar je odvisno od narave reakcijskega partnerja.

1. Torej, pod vplivom kisika se sulfiti oksidirajo v sulfate:

2Na 2 S +4 O 3 + O 0 2 \u003d 2Na 2 S +6 O -2 4

Oksidacija žveplove kisline z bromom in kalijevim permanganatom poteka še lažje:

5H 2 S +4 O 3 + 2KMn +7 O 4 \u003d 2H 2 S +6 O 4 + 2Mn +2 S +6 O 4 + K 2 S +6 O 4 + 3H 2 O

2. V prisotnosti bolj energičnih reducentov imajo sulfiti oksidativne lastnosti:

Skoraj vsi hidrosulfiti in sulfiti alkalijskih kovin so raztopljeni iz soli žveplove kisline.

3. Ker je H 2 SO 3 šibka kislina, ko kisline delujejo na sulfite in hidrosulfite, se sprošča SO 2. Ta metoda se običajno uporablja za pridobivanje SO 2 v laboratorijskih pogojih:

NaHSO 3 + H 2 SO 4 \u003d Na 2 SO 4 + SO 2  + H 2 O

4. V vodi topni sulfiti se zlahka hidrolizirajo, zaradi česar se koncentracija OH - ionov v raztopini poveča:

Na 2 SO 3 + НОНNaHSO 3 + NaOH

Uporaba

Žveplov (IV) oksid in žveplova kislina razbarvata številna barvila in z njimi tvorijo brezbarvne spojine. Slednji se pri segrevanju ali izpostavitvi svetlobi lahko ponovno razgradijo, zaradi česar se obnovi barva. Zato se belilni učinek SO 2 in H 2 SO 3 razlikuje od belilnega učinka klora. Običajno volno, svilo in slamo pobelijo z žveplovim (IV) oksidom.

Žveplov (IV) oksid ubije številne mikroorganizme. Zato, da bi uničili plesni glive, zaplinjajo vlažne kleti, kleti, vinski sodi itd. Uporablja se tudi za prevoz in skladiščenje sadja in jagodičja. V velikih količinah se žveplov oksid IV) uporablja za pridobivanje žveplove kisline.

Pomembna aplikacija je raztopina kalcijevega hidrosulfita CaHSO 3 (sulfitna lužina), ki se uporablja za obdelavo lesne in papirne kaše.

^ 4.4. Žveplov oksid (VI). Žveplova kislina

Žveplov oksid (VI) (glej tabelo 20) je brezbarvna tekočina, ki se strdi pri temperaturi 16,8 ° C v trdno kristalno maso. Zelo močno absorbira vlago in tvori žveplovo kislino: SO 3 + H 2 O \u003d H 2 SO 4

Tabela 20. Lastnosti žveplovih oksidov

Raztapljanje žveplovih (VI) oksidov v vodi spremlja sproščanje večje količine toplote.

Žveplov oksid (VI) je zelo topen v koncentrirani žveplovi kislini. Raztopina SO 3 v brezvodni kislini se imenuje oleum. Oleumi lahko vsebujejo do 70% SO 3.

Prejemanje

1. Žveplov oksid (VI) dobimo z oksidacijo žveplovega dioksida z zračnim kisikom v prisotnosti katalizatorjev pri temperaturi 450 ° C (glej. Pridobivanje žveplove kisline):

2SO 2 + O 2 \u003d 2SO 3

2. Drug način za oksidacijo SO 2 v SO 3 je uporaba dušikovega oksida (IV) kot oksidacijskega sredstva:

Nastali dušikov oksid (II) se pri interakciji s kisikom v zraku enostavno in hitro pretvori v dušikov oksid (IV): 2NO + О 2 \u003d 2NO 2

Ki se lahko ponovno uporabi pri oksidaciji SO 2. Posledično NO 2 deluje kot nosilec kisika. Ta metoda oksidacije SO 2 v SO 3 se imenuje dušik. Molekula SO 3 ima obliko trikotnika, v središču katerega

Atom žvepla se nahaja:

Ta struktura je posledica medsebojnega odbijanja veznih elektronskih parov. Za njihovo tvorbo je atom žvepla zagotovil šest zunanjih elektronov.

Kemijske lastnosti

1. SO 3 je tipičen kisli oksid.

2. Žveplov oksid (VI) ima lastnosti močnega oksidanta.

Uporaba

Žveplov oksid (VI) se uporablja za proizvodnjo žveplove kisline. Najvišja vrednost ima kontaktni način za pridobitev

Žveplova kislina. S to metodo lahko dobite H 2 SO 4 katere koli koncentracije, pa tudi oleum. Postopek je sestavljen iz treh stopenj: proizvodnja SO 2; oksidacija SO2 v SO3; pridobivanje H2SO4.

SO 2 dobimo z žganjem pirita FeS 2 v posebnih pečeh: 4FeS 2 + 11О 2 \u003d 2Fe 2 O 3 + 8SO 2

Za pospešitev praženja se pirit predhodno zmelje in za popolnejše izgorevanje žvepla se vnese bistveno več zraka (kisika), kot zahteva reakcija. Plin, ki zapušča peč, sestavljajo žveplov (IV) oksid, kisik, dušik, arzenove spojine (iz nečistoč v piritu) in vodna para. Imenuje se pražilni plin.

Kurilni plin je temeljito očiščen, saj tudi majhna vsebnost arzenovih spojin ter prah in vlaga zastrupita katalizator. Plin se očisti iz arzenovih spojin in prahu s prehodom skozi posebne električne filtre in pralni stolp; koncentrirana žveplova kislina v sušilnem stolpu absorbira vlago. Prečiščeni plin, ki vsebuje kisik, se v izmenjevalniku toplote segreje na 450 ° C in vstopi v kontaktno napravo. Znotraj kontaktne naprave so rešetkaste police, napolnjene s katalizatorjem.

Pred tem je bila kot katalizator uporabljena drobno zdrobljena kovinska platina. Kasneje so jo nadomestile vanadijeve spojine - vanadij (V) oksid V 2 O 5 ali vanadil sulfat VOSO 4, ki so cenejši od platine in počasneje zastrupljajo.

Reakcija oksidacije SO 2 v SO 3 je reverzibilna:

2SO 2 + О 2 2SO 3

Povečanje vsebnosti kisika v kurilnem plinu poveča donos žveplovega oksida (VI): pri temperaturi 450 ° C običajno doseže 95% ali več.

Nastali žveplov oksid (VI) se nato po protitrevni metodi dovede v absorpcijski stolp, kjer ga absorbira koncentrirana žveplova kislina. Med nasičenjem najprej nastane brezvodna žveplova kislina in nato oleum. Nadalje se oleum razredči na 98% žveplove kisline in dobavi potrošnikom.

Strukturna formula žveplove kisline:

^ Fizične lastnosti

Žveplova kislina je težka brezbarvna oljnata tekočina, ki kristalizira pri + 10,4 ° C, skoraj dvakrat ( \u003d 1,83 g / cm 3) težje od vode, brez vonja, nehlapno. Izredno higroskopičen. Vlago absorbira s sproščanjem velike količine toplote, zato vode ne smemo vliti v koncentrirano žveplovo kislino - nastalo bo brizganje kisline. Za enega-

Dodajanje žveplove kisline je treba v majhne dele vliti v vodo.

Brezvodna žveplova kislina raztopi do 70% žveplovega oksida (VI). Ko se segreje, odstrani SO 3, dokler ne nastane raztopina z masnim deležem H 2 SO 4 98,3%. Brezvodni H2SO4 je skoraj neprevoden.

^ Kemijske lastnosti

1. Meša se z vodo v poljubnem razmerju in tvori hidrate različne sestave:

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 4H 2 O, H 2 SO 4 6.5H 2 O

2. Koncentrirana žveplova kislina karbonizira organske snovi - sladkor, papir, les, vlakna in iz njih odstranjuje vodne elemente:

C 12 H 22 O 11 + H 2 SO 4 \u003d 12C + H 2 SO 4 11H 2 O

Nastali premog delno komunicira s kislino:

Dehidracija plinov temelji na absorpciji vode z žveplovo kislino.

Kako močna nehlapna kislina H 2 SO 4 izpodriva druge kisline iz suhih soli:

NaNO 3 + H 2 SO 4 \u003d NaHSO 4 + HNO 3

Če pa raztopinam soli dodate H 2 SO 4, potem do izpodrivanja kislin ne pride.

H 2 SO 4 - močna dvobazna kislina: H 2 SO 4 H + + HSO - 4 HSO - 4 H + + SO 2- 4

Ima vse lastnosti nehlapnih močnih kislin.

Razredčena žveplova kislina ima vse lastnosti neoksidirajočih kislin. In sicer: sodeluje s kovinami, ki so v elektrokemičnem nizu napetosti kovin na vodik:

Interakcija s kovinami je posledica zmanjšanja vodikovih ionov.

6. Koncentrirana žveplova kislina je močno oksidant. Ko se segreje, oksidira večino kovin, vključno s tistimi, ki stojijo v elektrokemičnih vrstah napetosti po vodiku, ne reagira samo s platino in zlatom. Glede na aktivnost kovine lahko S -2, S ° in S +4 zmanjšamo kot izdelke.

Na mrazu koncentrirana žveplova kislina ne vpliva na tako močne kovine, kot so aluminij, železo, krom. To je posledica pasivizacije kovin. Ta lastnost se pogosto uporablja pri transportu v železnih posodah.

Vendar pri segrevanju:

Tako koncentrirana žveplova kislina komunicira s kovinami zaradi zmanjšanja kisikovih atomov.

Kakovostna reakcija na sulfatni ion SO 2- 4 je nastanek bele kristalne oborine BaSO 4, netopne v vodi in kislinah:

SO 2- 4 + Ba +2 BaSO 4 

Uporaba

Žveplova kislina je najpomembnejši proizvod glavne kemične industrije, ki sodeluje pri proizvodnji

Organske kisline, alkalije, soli, mineralna gnojila in klora.

Žveplova kislina je med različnimi aplikacijami na prvem mestu med kislinami. Največ se porabi za pridobivanje fosfornih in dušikovih gnojil. Ker je nehlapna, se žveplova kislina uporablja za pridobivanje drugih kislin - klorovodikove, fluorovodikove, fosforne in ocetne.

Veliko se uporablja za čiščenje naftnih derivatov - bencina, kerozina, mazalnih olj - pred škodljivimi nečistočami. V strojništvu se žveplova kislina uporablja za čiščenje kovinske površine pred oksidi pred prevleko (nikljanje, kromiranje itd.). Žveplova kislina se uporablja pri proizvodnji eksplozivov, umetnih vlaken, barvil, plastike in mnogih drugih. Uporablja se za polnjenje baterij.

Soli žveplove kisline so pomembne.

^ Natrijev sulfatNa 2 SO 4 kristalizira iz vodnih raztopin v obliki hidrata Na 2 SO 4 10H 2 O, ki se imenuje Glauberjeva sol. V medicini se uporablja kot odvajalo. Brezvodni natrijev sulfat se uporablja pri proizvodnji sode in stekla.

^ Amonijev sulfat(NH 4) 2 SO 4 - dušikovo gnojilo.

Kalijev sulfatK 2 SO 4 - pepeliko gnojilo.

Kalcijev sulfat CaSO 4 se v naravi pojavlja v obliki mavčnega minerala CaSO 4 2H 2 O. Ko se segreje na 150 ° C, izgubi del vode in se pretvori v hidrat sestave 2CaSO 4 H 2 O, imenovan zgorela mavca ali alabaster . Alabaster, ko se z vodo zmeša v pastozno maso, se čez nekaj časa spet strdi in se spremeni v CaSO 4 2H 2 O. Gips se pogosto uporablja v gradbeništvu (mavec).

^ Magnezijev sulfatMgSO 4 je vsebovan v morska vodakar povzroča njegov grenak okus. Kristalinični hidrat, imenovan grenka sol, se uporablja kot odvajalo.

Vitriol- tehnično ime kristaliničnih hidratov kovinskih sulfatov Fe, Cu, Zn, Ni, Co (dehidrirane soli niso vitriol). Bakrov sulfatCuSO 4 5Н 2 О - strupena snov modre barve... Rastline poškropimo z razredčeno raztopino in pred setvijo obdelamo semena. črniloFeSO 4 7H 2 O - svetlo zelena snov. Uporabljajo se za boj proti rastlinskim škodljivcem, pripravo črnila, mineralnih barv itd. Cinkov sulfatZnSO 4 7H 2 O se uporablja v proizvodnji mineralnih barv, v silikonskem tisku in v medicini.

^ 4.5. Estri žveplove kisline. Natrijev tiosulfat

Estri žveplove kisline vključujejo dialkil sulfate (RO 2) SO 2. To so tekočine z visokim vreliščem; spodnji so topni v vodi; v prisotnosti alkalij tvorijo alkohol in soli žveplove kisline. Spodnji dialkil sulfati so alkilirajoča sredstva.

Dietil sulfat(C2H5) 2S04. Tališče -26 ° C, vrelišče 210 ° C, topen v alkoholih, netopen v vodi. Pridobljeno z interakcijo žveplove kisline z etanolom. Je etilacijsko sredstvo v organski sintezi. Prodira skozi kožo.

Dimetil sulfat(CH3) 2S04. Tališče -26,8 ° C, vrelišče 188,5 ° C. Raztopimo se v alkoholih, slabo - v vodi. Reagira z amoniakom v odsotnosti topila (eksplozivno); sulfonira nekatere aromatske spojine, na primer fenolne estre. Pridobi se z interakcijo 60% oleja z metanolom pri 150 ° C. Je metilirno sredstvo v organski sintezi. Rakotvorna snov, ki vpliva na oči, kožo, dihalne organe.

^ Natrijev tiosulfat Na 2 S 2 O 3

Sol tiosverove kisline, v kateri imata dva atoma žvepla različna oksidacijska stanja: +6 in -2. Kristalna snov, dobro topna v vodi. Proizvaja se v obliki kristaliničnega hidrata Na 2 S 2 O 3 5H 2 O, običajno imenovanega hiposulfit. Pridobljeno z interakcijo natrijevega sulfita z žveplom med vrenjem:

Na 2 SO 3 + S \u003d Na 2 S 2 O 3

Tako kot tio žveplova kislina je močno reducirajoče sredstvo, ki ga klor zlahka oksidira v žveplovo kislino:

Na 2 S 2 O 3 + 4Сl 2 + 5Н 2 О \u003d 2H 2 SO 4 + 2NaCl + 6HCl

Na tej reakciji je temeljila uporaba natrijevega tiosulfata za absorpcijo klora (v prvih plinskih maskah).

Oksidacija natrijevega tiosulfata s šibkimi oksidanti poteka nekoliko drugače. V tem primeru nastanejo soli tetracijske kisline, na primer:

2Na 2 S 2 O 3 + I 2 \u003d Na 2 S 4 O 6 + 2NaI

Natrijev tiosulfat je stranski produkt pri proizvodnji NaHSO 3, žveplovih barvil, pri čiščenju industrijskih plinov iz žvepla. Uporablja se za odstranjevanje sledi klora po beljenju tkanin, za pridobivanje srebra iz rud; je fiksir v fotografiji, reagent v jodometriji, protistrup za zastrupitev s spojinami arzena, živega srebra, protivnetno sredstvo.

Struktura molekule SO2

Struktura molekule SO2 je podobna strukturi molekule ozona. Žveplov atom je v stanju hibridizacije sp2, orbitalna razporeditev je pravokoten trikotnik, molekula pa kotna. Na atomu žvepla je osamljeni elektronski par. Dolžina vezi S - O je 0,143 nm, kot vezi je 119,5 °.

Struktura ustreza naslednjim resonančnim strukturam:

V nasprotju z ozonom je mnogokratnost vezi S - 2 2, to je, da prvi prispeva resonančna struktura. Molekula ima visoko toplotno stabilnost.

Žveplove spojine +4 - kažejo redoks dvojnost, vendar s prevladujočimi redukcijskimi lastnostmi.

1. Interakcija SO2 s kisikom

2S + 4О2 + О 2 S + 6О

2. Ko SO2 prehaja skozi žveplovo kislino, nastane žveplo.

S + 4О2 + 2Н2S-2 → 3So + 2 Н2О

4 S + 4 + 4 → So 1 - oksidant (redukcija)

S-2 - 2 → Sо 2 - redukcijsko sredstvo (oksidacija)

3. Žveplova kislina se z atmosferskim kisikom počasi oksidira v žveplovo kislino.

2H2S + 4O3 + 2O → 2H2S + 6O

4 S + 4 - 2 → S + 6 2 - redukcijsko sredstvo (oksidacija)

О + 4 → 2О-2 1 - oksidant (redukcija)

Prejem:

1) žveplov oksid (IV) v industriji:

zgorevanje žvepla:

kurjenje pirita:

4FeS2 + 11O2 \u003d 2Fe2O3

v laboratoriju:

Na2SO3 + H2SO4 \u003d Na2SO4 + SO2 + H2O

Žveplov dioksid, preprečuje fermentacijo, olajša odlaganje onesnaževal, ostankov grozdnega tkiva s patogeno mikrofloro in omogoča alkoholno fermentacijo na čiste kulture kvasa, da bi povečali donos etilnega alkohola in izboljšali sestavo drugih produktov alkoholne fermentacije.

Vloga žveplovega dioksida tako ni omejena na antiseptična dejanja, ki izboljšujejo okolje, ampak se širi tudi na izboljšanje tehnoloških pogojev za fermentacijo in skladiščenje vina.

Ti pogoji za pravilna uporaba žveplov dioksid (omejuje odmerek in čas izpostavljenosti zraku) vodi do povečanja kakovosti vin in sokov, njihove arome, okusa ter prosojnosti in barvnih lastnosti, povezanih z odpornostjo vina in sokov na motnost.

Žveplov dioksid je najpogostejše onesnaževalo zraka. Pri izgorevanju fosilnih goriv ga oddajajo vse elektrarne. Žveplov dioksid lahko oddaja tudi metalurška industrija (vir je premog za koksanje) in številna kemična industrija (na primer proizvodnja žveplove kisline). Nastane med razgradnjo aminokislin, ki vsebujejo žveplo, ki so bile del beljakovin starodavnih rastlin, ki so tvorile nahajališča premoga, nafte, oljnih skrilavcev.

Poišče aplikacijo v industriji za beljenje različnih izdelkov: tkanine, svile, papirne kaše, perja, slame, voska, ščetin, konjske žime, živilski proizvodi, za razkuževanje sadja in konzervirane hrane itd. Kot stranski proizvod se C. g. tvori in sprošča v zrak delovnih prostorov v številnih panogah: žveplova kislina, celuloza med praženjem rud, ki vsebujejo žveplo kovine, v jedkarjih v kovinskih obratih Pri proizvodnji stekla, ultramarina itd. je zelo pogosto žveplova kislina v zraku kotlovnic in pepelnic, kjer nastaja med zgorevanjem premoga, ki vsebuje žveplo.

Ko je raztopljen v vodi, šibek in nestabilen žveplova kislina H2SO3 (obstaja samo v vodni raztopini)

SO2 + H2O ↔ H2SO3

Žveplova kislina disociira v korakih:

H2SO3 ↔ H + + HSO3- (prva stopnja, nastane hidrosulfit - anion)

HSO3- ↔ H + + SO32- (v drugi fazi nastane sulfitni anion)

H2SO3 tvori dve vrsti soli - srednjo (sulfiti) in kislo (hidrosulfiti).

Kvalitativna reakcija na soli žveplove kisline je interakcija soli z močno kislino, medtem ko se sprošča plin SO2 z ostrim vonjem:

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

Žveplov (IV) oksid kaže lastnosti

1) samo bazični oksid

2) amfoterni oksid

3) kisli oksid

4) nesolni oksid

Odgovor: 3

Pojasnilo:

Žveplov (IV) oksid SO 2 je kisli oksid (nekovinski oksid), v katerem ima žveplo naboj +4. Ta oksid tvori soli žveplove kisline pri H 2 SO 3 in pri interakciji z vodo sam tvori žveplovo kislino H 2 SO 3.

Oksidi, ki ne tvorijo soli (oksidi, ki nimajo kislih, bazičnih ali amfoternih lastnosti in ne tvorijo soli), vključujejo NO, SiO, N 2 O (dušikov oksid), CO.

Osnovni oksidi so kovinski oksidi v stopnjah oksidacije +1, +2. Sem spadajo kovinski oksidi glavne podskupine prve skupine (alkalijske kovine) Li-Fr, kovinski oksidi glavne podskupine druge skupine (Mg in zemeljskoalkalijske kovine) Mg-Ra in oksidi prehodnih kovin v nižjih oksidacijskih stopnjah .

Amfoterični oksidi so oksidi, ki tvorijo sol in imajo odvisno od pogojev bodisi bazične bodisi kisle lastnosti (to je amfoternost). Tvorijo prehodne kovine. Kovine v amfoternih oksidih imajo običajno stopnje oksidacije od +3 do +4, z izjemo ZnO, BeO, SnO, PbO.

Kisli in bazični oksid sta

2) CO 2 in Al 2 O 3

Odgovor: 1

Pojasnilo:

Kisli oksidi so oksidi, ki kažejo kisle lastnosti in tvorijo ustrezne kisline, ki vsebujejo kisik. Iz predstavljenega seznama sodijo: SO 2, SO 3 in CO 2. Pri interakciji z vodo tvorijo naslednje kisline:

SO 2 + H 2 O \u003d H 2 SO 3 (žveplova kislina)

SO 3 + H 2 O \u003d H 2 SO 4 (žveplova kislina)

CO 2 + H 2 O \u003d H 2 CO 3 (ogljikova kislina)

Žveplov (VI) oksid sodeluje z vsako od dveh snovi:

1) voda in klorovodikova kislina

2) kisik in magnezijev oksid

3) kalcijev oksid in natrijev hidroksid

Odgovor: 3

Pojasnilo:

Žveplov oksid (VI) SO 3 (oksidacijsko stanje žvepla +6) je kisli oksid, ki reagira z vodo in tvori ustrezno žveplovo kislino H 2 SO 4 (oksidacijsko stanje žvepla je tudi +6):

SO 3 + H 2 O \u003d H 2 SO 4

Kot kisli oksid SO 3 ne vpliva na kisline, to pomeni, da reakcija ne poteka s HCl.

Žveplo v SO 3 ima najvišje stopnjo oksidacije +6 (enako številu skupine elementov), \u200b\u200bzato SO 3 ne reagira s kisikom (kisik v oksidacijskem stanju +6 ne oksidira žvepla).

Ustrezna sol nastane z bazičnim oksidom MgO - magnezijevim sulfatom MgSO 4:

MgO + SO3 \u003d MgSO4

Ker je SO 3 oksid kisel, reagira z bazičnimi oksidi in bazami in tvori ustrezne soli:

MgO + SO3 \u003d MgSO4

NaOH + SO 3 \u003d NaHSO 4 ali 2NaOH + SO 3 \u003d Na 2 SO 4 + H 2 O

Kot smo že omenili, SO 3 reagira z vodo in tvori žveplovo kislino.

CuSO 3 ne vpliva na prehodno kovino.

Ogljikov monoksid (IV) reagira z vsako od dveh snovi:

1) voda in kalcijev oksid

2) kisik in žveplov (IV) oksid

3) kalijev sulfat in natrijev hidroksid

4) fosforna kislina in vodik

Odgovor: 1

Pojasnilo:

Ogljikov monoksid (IV) CO 2 je kisli oksid, zato v interakciji z vodo tvori nestabilno ogljikovo kislino H 2 CO 3, s kalcijevim oksidom pa kalcijev karbonat CaCO 3:

CO 2 + H 2 O \u003d H 2 CO 3

CO 2 + CaO \u003d CaCO 3

Ogljikov dioksid CO 2 ne reagira s kisikom, saj kisik ne more oksidirati elementa, ki se nahaja v njem najvišjo stopnjo oksidacija (za ogljik je to +4 glede na število skupine, v kateri se nahaja).

Reakcija ne poteka z žveplovim oksidom (IV) SO 2, saj kot kisli oksid CO 2 ne vpliva na oksid, ki ima tudi kisle lastnosti.

Ogljikov dioksid CO 2 ne sodeluje s solmi (na primer s kalijevim sulfatom K 2 SO 4), temveč z alkalijami, saj ima osnovne lastnosti. Reakcija se nadaljuje s tvorbo kisle ali srednje soli, odvisno od presežka ali pomanjkanja reagentov:

NaOH + CO 2 \u003d NaHCO 3 ali 2 NaOH + CO 2 \u003d Na 2 CO 3 + H 2 O

CO2, ki je kisli oksid, ne reagira niti s kislimi oksidi niti s kislinami, zato je reakcija med ogljikov dioksid in fosforne kisline H 3 PO 4 ne pride.

CO 2 se z vodikom reducira v metan in vodo:

CO 2 + 4H 2 \u003d CH 4 + 2H 2 O

Glavne lastnosti kaže najvišji oksid elementa

Odgovor: 3

Pojasnilo:

Osnovne lastnosti kažejo osnovni oksidi - kovinski oksidi v stopnjah oksidacije +1 in +2. Tej vključujejo:

Od predstavljenih možnosti med glavne okside spada le barijev oksid BaO. Vsi drugi žveplovi, dušikovi in \u200b\u200bogljikovi oksidi so kisli ali ne tvorijo soli: CO, NO, N2O.

Kovinski oksidi s stopnjo oksidacije +6 in več so

1) brez soli

2) glavni

3) amfoterno

Odgovor: 4

Pojasnilo:

- kovinski oksidi glavne podskupine prve skupine (alkalijske kovine) Li - Fr;
- kovinski oksidi glavne podskupine druge skupine (Mg in zemeljskoalkalijske kovine) Mg - Ra;
- oksidi prehodnih kovin v najnižjih stopnjah oksidacije.

Kisli oksidi (anhidridi) - oksidi, ki kažejo kisle lastnosti in tvorijo ustrezne kisline, ki vsebujejo kisik. Tvorijo ga tipične nekovine in nekateri prehodni elementi. Elementi v kislih oksidih imajo običajno stopnje oksidacije od +4 do +7. Posledično ima kovinski oksid v +6 stopnji oksidacije kisle lastnosti.

Oksid ima kisle lastnosti, katerih formula

Odgovor: 1

Pojasnilo:

Kisli oksidi (anhidridi) - oksidi, ki kažejo kisle lastnosti in tvorijo ustrezne kisline, ki vsebujejo kisik. Tvorijo ga tipične nekovine in nekateri prehodni elementi. Elementi v kislih oksidih imajo običajno stopnje oksidacije od +4 do +7. Posledično ima silicijev oksid SiO 2 s silicijevim nabojem +6 kisle lastnosti.

Oksidi, ki ne tvorijo soli, so N 2 O, NO, SiO, CO. CO je oksid, ki ne tvori soli.

Osnovni oksidi so kovinski oksidi v stopnjah oksidacije +1 in +2. Tej vključujejo:

- kovinski oksidi glavne podskupine prve skupine (alkalijske kovine) Li - Fr;

- kovinski oksidi glavne podskupine druge skupine (Mg in zemeljskoalkalijske kovine) Mg - Ra;

- oksidi prehodnih kovin v najnižjih stopnjah oksidacije.

BaO spada med osnovne okside.

Stopnja oksidacije kroma v njegovih amfoternih spojinah je

Odgovor: 3

Pojasnilo:

Krom je element sekundarne podskupine 6. skupine 4. obdobja. Zanj so značilna oksidacijska stanja 0, +2, +3, +4, +6. Stanje oksidacije +2 ustreza CrO oksidu, ki ima osnovne lastnosti. Stanje oksidacije +3 ustreza amfoternemu oksidu Cr 2 O 3 in hidroksidu Cr (OH) 3. To je najbolj stabilno oksidacijsko stanje kroma. Stanje oksidacije +6 ustreza kislemu kromovemu (VI) oksidu CrO 3 in številnim kislinam, med katerimi sta najpreprostejši kromirani H 2 CrO 4 in dikromni H 2 Cr 2 O 7.

Amfoterični oksidi vključujejo

Odgovor: 3

Pojasnilo:

Oksidi, ki ne tvorijo soli, so N 2 O, NO, SiO, CO.

Osnovni oksidi so kovinski oksidi v stopnjah oksidacije +1 in +2. Tej vključujejo:

- kovinski oksidi glavne podskupine prve skupine (alkalijske kovine) Li - Fr (v to skupino spada kalijev oksid K 2 O);

- kovinski oksidi glavne podskupine druge skupine (Mg in zemeljskoalkalijske kovine) Mg - Ra;

- oksidi prehodnih kovin v najnižjih stopnjah oksidacije.

Kisli oksidi (anhidridi) - oksidi, ki kažejo kisle lastnosti in tvorijo ustrezne kisline, ki vsebujejo kisik. Tvorijo ga tipične nekovine in nekateri prehodni elementi. Elementi v kislih oksidih imajo običajno stopnje oksidacije od +4 do +7. Zato je SO 3 kisli oksid, ki ustreza žveplovi kislini H 2 SO 4.

7FDBA3Katere od naslednjih trditev so pravilne?

A. Osnovni oksidi so oksidi, ki jim baze ustrezajo.

B. Osnovni oksidi tvorijo samo kovine.

1) samo A je res

2) samo B je res

3) obe trditvi sta resnični

4) obe trditvi sta napačni

Odgovor: 3

Pojasnilo:

Osnovni oksidi so kovinski oksidi v stopnjah oksidacije +1 in +2. Tej vključujejo:

- kovinski oksidi glavne podskupine prve skupine (alkalijske kovine) Li - Fr;

- kovinski oksidi glavne podskupine druge skupine (Mg in zemeljskoalkalijske kovine) Mg - Ra;

- oksidi prehodnih kovin v najnižjih stopnjah oksidacije.

Osnovni oksidi ustrezajo bazam kot hidroksid.

Obe trditvi sta pravilni.

V normalnih pogojih reagira z vodo

1) dušikov oksid (II)

2) železov (II) oksid

3) železov (III) oksid

Odgovor: 4

Pojasnilo:

Dušikov oksid (II) NO je oksid, ki ne tvori soli, zato ne vpliva na vodo ali baze.

Železov (II) oksid FeO je osnovni oksid, netopen v vodi. Ne reagira z vodo.

Železov oksid (III) Fe 2 O 3 je amfoterni oksid, netopen v vodi. Prav tako ne reagira z vodo.

Dušikov oksid (IV) NO 2 je kisli oksid in reagira z vodo ter tvori dušikovo (HNO 3; N +5) in dušikovo (HNO 2; N +3) kislino:

2NO 2 + H 2 O \u003d HNO 3 + HNO 2

Na seznamu snovi: ZnO, FeO, CrO 3, CaO, Al 2 O 3, Na 2 O, Cr 2 O 3
število osnovnih oksidov je

Odgovor: 3

Pojasnilo:

Osnovni oksidi so kovinski oksidi v stopnjah oksidacije +1 in +2. Tej vključujejo:

- kovinski oksidi glavne podskupine prve skupine (alkalijske kovine) Li - Fr;
- kovinski oksidi glavne podskupine druge skupine (Mg in zemeljskoalkalijske kovine) Mg - Ra;
- oksidi prehodnih kovin v najnižjih stopnjah oksidacije.

Med predlaganimi možnostmi spadajo FeO, CaO, Na 2 O v skupino osnovnih oksidov.

Amfoterični oksidi vključujejo ZnO, Al 2 O 3, Cr 2 O 3.

Kisli oksidi (anhidridi) - oksidi, ki kažejo kisle lastnosti in tvorijo ustrezne kisline, ki vsebujejo kisik. Tvorijo ga tipične nekovine in nekateri prehodni elementi. Elementi v kislih oksidih imajo običajno stopnje oksidacije od +4 do +7. Zato je CrO 3 kisli oksid, ki ustreza kromovi kislini H 2 CrO 4.

382482

Kalijev oksid medsebojno deluje

Odgovor: 3

Pojasnilo:

Kalijev oksid (K 2 O) spada med osnovne okside. Kot osnovni oksid lahko K \u200b\u200b2 O komunicira z amfoternimi oksidi, ker z oksidi, ki imajo tako kisle kot bazične lastnosti (ZnO). ZnO je amfoterni oksid. Ne reagira z osnovnimi oksidi (CaO, MgO, Li 2 O).

Reakcija poteka na naslednji način:

K 2 O + ZnO \u003d K 2 ZnO 2

Osnovni oksidi so kovinski oksidi v stopnjah oksidacije +1 in +2. Tej vključujejo:

- kovinski oksidi glavne podskupine prve skupine (alkalijske kovine) Li - Fr;

- kovinski oksidi glavne podskupine druge skupine (Mg in zemeljskoalkalijske kovine) Mg - Ra;

- oksidi prehodnih kovin v najnižjih stopnjah oksidacije.

Poleg tega obstajajo oksidi N2O, NO, SiO, CO, ki ne tvorijo soli. Oksidi, ki ne tvorijo soli, so oksidi, ki nimajo kislih, bazičnih ali amfoternih lastnosti in ne tvorijo soli.

Silicijev (IV) oksid sodeluje z vsako od obeh snovi

2) H2S04 in BaCl2

Odgovor: 3

Pojasnilo:

Silicijev oksid (SiO2) je kisli oksid, zato deluje z alkalijami in bazičnimi oksidi:

SiO 2 + 2NaOH → Na 2 SiO 3 + H 2 O

Stanje oksidacije +4 za žveplo je dokaj stabilno in se kaže v tetrahalidah SHal 4, oksodihalida SOHal 2, dioksida SO 2 in v ustreznih anionih. Spoznali bomo lastnosti žveplovega dioksida in žveplove kisline.

1.11.1. Žveplov (IV) oksid Molekulska struktura so2

Struktura molekule SO 2 je podobna strukturi molekule ozona. Atom žvepla je v stanju sp 2 -hibridizacije, orbitalna razporeditev je pravilen trikotnik, molekularna oblika je oglata. Na atomu žvepla je osamljeni elektronski par. Dolžina vezi S - O je 0,143 nm, kot vezi je 119,5 °.

Struktura ustreza naslednjim resonančnim strukturam:

V nasprotju z ozonom je mnogokratnost vezi S - 2 2, to je, da prvi prispeva resonančna struktura. Molekula ima visoko toplotno stabilnost.

Fizične lastnosti

V normalnih pogojih je žveplov dioksid ali žveplov dioksid brezbarven plin z ostrim zadušljivim vonjem, tališče -75 ° C, vrelišče -10 ° C. Dobro raztopimo v vodi, pri 20 ° С se v 1 prostornini vode raztopi 40 količin žveplovega dioksida. Strupeni plin.

Kemijske lastnosti žveplovega (IV) oksida

Žveplov dioksid je zelo reaktiven. Žveplov dioksid je kisli oksid. V vodi je dokaj dobro topen, da tvori hidrate. Prav tako delno komunicira z vodo in tvori šibko žveplovo kislino, ki ni izolirana v svoji obliki:

SO 2 + H 2 O \u003d H 2 SO 3 \u003d H + + HSO 3 - \u003d 2H + + SO 3 2-.

Kot posledica disociacije nastanejo protoni, zato ima raztopina kislo okolje.

Ko plinasti žveplov dioksid prehaja skozi raztopino natrijevega hidroksida, nastane natrijev sulfit. Natrijev sulfit reagira s presežkom žveplovega dioksida in tvori natrijev hidrosulfit:

2NaOH + SO2 \u003d Na2S03 + H20;

Na 2 SO 3 + SO 2 \u003d 2NaHSO 3.

Redoksijska dvojnost je značilna za žveplov dioksid, na primer, medtem ko kaže reducirajoče lastnosti, razbarva bromovo vodo:

SO 2 + Br 2 + 2H 2 O \u003d H 2 SO 4 + 2HBr

in raztopina kalijevega permanganata:

5SO 2 + 2KMnO 4 + 2H 2 O \u003d 2KNSO 4 + 2MnSO 4 + H 2 SO 4.

kisik oksidira v žveplov anhidrid:

2SO 2 + O 2 \u003d 2SO 3.

Pri interakcijah z močnimi reduktorji kaže oksidativne lastnosti, na primer:

SO2 + 2CO \u003d S + 2CO2 (pri 500 ° C, v prisotnosti Al 2 O 3);

SO 2 + 2H 2 \u003d S + 2H 2 O.

Pridobivanje žveplovega oksida (IV)

Gorenje žvepla v zraku

S + O2 \u003d SO2.

Oksidacija sulfidov

4FeS 2 + 11O 2 \u003d 2Fe 2 O 3 + 8SO 2.

Delovanje močnih kislin na kovinske sulfite

Na 2 SO 3 + 2H 2 SO 4 \u003d 2NaHSO 4 + H 2 O + SO 2.

1.11.2. Žveplova kislina in njene soli

Ko se žveplov dioksid raztopi v vodi, nastane šibka žveplova kislina, glavnina raztopljenega SO 2 je v obliki hidrirane oblike SO 2 · H 2 O, po ohlajanju se sprosti tudi kristalinični hidrat, le majhen del molekule žveplove kisline disociirajo na sulfitne in hidrosulfitne ione. V prostem stanju se kislina ne sprošča.

Ker je dvobazna, tvori dve vrsti soli: srednje - sulfite in kisle - hidrosulfite. V vodi se topijo samo sulfiti alkalijskih kovin in hidrosulfiti alkalijskih in zemeljskoalkalijskih kovin.

Žveplov oksid (žveplov dioksid, žveplov dioksid, žveplov dioksid) je brezbarven plin, ki ima v normalnih pogojih oster vonj (podoben vonju goreče vžigalice). Utekočinjeni pod pritiskom pri sobna temperatura... Žveplov dioksid je topen v vodi in nastaja nestabilna žveplova kislina. Tudi ta snov je topna v žveplovi kislini in etanolu. Je ena glavnih sestavin vulkanskih plinov.

Žveplov dioksid

Pridobivanje SO2 - žveplov dioksid - industrijsko Sestoji iz žganja žvepla ali praženja sulfidov (uporablja se predvsem pirit).

4FeS2 (pirit) + 11O2 \u003d 2Fe2O3 + 8SO2 (žveplov dioksid).

V laboratorijskih pogojih lahko žveplov dioksid nastane z izpostavljanjem hidrosulfitov in sulfitov močnim kislinam. V tem primeru nastala žveplova kislina takoj razpade v vodo in žveplov dioksid. Na primer:

Na2SO3 + H2SO4 (žveplova kislina) \u003d Na2SO4 + H2SO3 (žveplova kislina).
H2SO3 (žveplova kislina) \u003d H2O (voda) + SO2 (žveplov dioksid).

Tretja metoda za proizvodnjo žveplovega anhidrida je delovanje koncentrirane žveplove kisline pri segrevanju na nizkoaktivne kovine. Na primer: Cu (baker) + 2H2SO4 (žveplova kislina) \u003d CuSO4 (bakrov sulfat) + SO2 (žveplov dioksid) + 2H2O (voda).

Kemijske lastnosti žveplovega dioksida

Formula žveplovega dioksida je SO3. Ta snov spada med kisle okside.

1. Žveplov dioksid se raztopi v vodi in tvori žveplovo kislino. V normalnih pogojih je ta reakcija reverzibilna.

SO2 (žveplov dioksid) + H2O (voda) \u003d H2SO3 (žveplova kislina).

2. Z alkalijami žveplov dioksid tvori sulfite. Na primer: 2NaOH (natrijev hidroksid) + SO2 (žveplov dioksid) \u003d Na2SO3 (natrijev sulfit) + H2O (voda).

3. Kemična aktivnost žveplovega dioksida je precej visoka. Najbolj izrazite redukcijske lastnosti žveplovega anhidrida. V takih reakcijah se stopnja oksidacije žvepla poveča. Na primer: 1) SO2 (žveplov dioksid) + Br2 (brom) + 2H2O (voda) \u003d H2SO4 (žveplova kislina) + 2HBr (vodikov bromid); 2) 2SO2 (žveplov dioksid) + O2 (kisik) \u003d 2SO3 (sulfit); 3) 5SO2 (žveplov dioksid) + 2KMnO4 (kalijev permanganat) + 2H2O (voda) \u003d 2H2SO4 (žveplova kislina) + 2MnSO4 (manganov sulfat) + K2SO4 (kalijev sulfat).

Slednja reakcija je primer kvalitativnega odziva na SO2 in SO3. Pojavi se vijolično razbarvanje raztopine).

4. V prisotnosti močnih reducentov lahko žveplov dioksid kaže oksidativne lastnosti. Na primer, za pridobivanje žvepla iz odpadnih plinov v metalurški industriji se uporablja redukcija žveplovega dioksida z ogljikovim monoksidom (CO): SO2 (žveplov dioksid) + 2CO (ogljikov monoksid) \u003d 2CO2 + S (žveplo).

Oksidativne lastnosti te snovi se uporabljajo tudi za pridobivanje fosfatnih ksilotov: PH3 (fosfin) + SO2 (žveplov dioksid) \u003d H3PO2 (fosforjeva kislina) + S (žveplo).

Kje se uporablja žveplov dioksid?

Žveplov dioksid se v glavnem uporablja za proizvodnjo žveplove kisline. Uporablja se tudi pri proizvodnji slaboalkoholnih pijač (vino in druge pijače srednje kategorije). Zaradi lastnosti tega plina, da uničuje različne mikroorganizme, je zaplinjen skladišča trgovinah z zelenjavo. Poleg tega se žveplov oksid uporablja za beljenje volne, svile in slame (tistih materialov, ki jih ni mogoče beliti s klorom). V laboratorijih se žveplov dioksid uporablja kot topilo in za pridobivanje različnih soli žveplove kisline.

Fiziološki učinki

Žveplov dioksid je zelo strupen. Simptomi zastrupitve so kašelj, izcedek iz nosu, hripavost, poseben okus v ustih, huda bolečina v grlu. Vdihavanje žveplovega dioksida v visokih koncentracijah povzroča težave pri požiranju in zadušitvi, motnje govora, slabost in bruhanje, lahko se razvije akutni pljučni edem.

Najvišja mejna koncentracija žveplovega dioksida:
- v zaprtih prostorih - 10 mg / m³;
- povprečna dnevna največja enkratna količina v zraku - 0,05 mg / m³.

Občutljivost na žveplov dioksid se med posamezniki, rastlinami in živalmi razlikuje. Na primer, hrast in breza sta najbolj odporna med drevesi, smreka in bor pa najmanj odporni.

Preberite:

Projekt "domač način čiščenja brusnic" Domača makova torta: najboljši recepti Kako se maščevati osebi, ki vas je užalila, uničila sovražnikovo življenje Kako okusno kuhati zamrznjeno zelenjavo, ne da bi porabili veliko časa in truda Kako se izračuna prehodni rezultat