Sumporov oksid (sumpor-dioksid, sumpor-dioksid, sumpor-dioksid) je bezbojni gas koji u normalnim uslovima ima oštar karakterističan miris (slično mirisu zapaljene šibice). Ukapljuje se pod pritiskom na sobnoj temperaturi. Sumpor dioksid je rastvorljiv u vodi, a stvara se nestabilna sumporna kiselina. Ova supstanca je takođe rastvorljiva u sumpornoj kiselini i etanolu. Ovo je jedna od glavnih komponenti koje čine vulkanske gasove.

1. Sumpor dioksid se rastvara u vodi, što rezultira sumpornom kiselinom. U normalnim uslovima, ova reakcija je reverzibilna.

SO2 (sumpor dioksid) + H2O (voda) = H2SO3 (sumporna kiselina).

2. Sa alkalijama, sumpor dioksid stvara sulfite. Na primjer: 2NaOH (natrijum hidroksid) + SO2 (sumpor dioksid) = Na2SO3 (natrijum sulfit) + H2O (voda).

3. Hemijska aktivnost sumpor-dioksida je prilično visoka. Redukciona svojstva sumpor-dioksida su najizraženija. U takvim reakcijama povećava se oksidacijsko stanje sumpora. Na primjer: 1) SO2 (sumpor dioksid) + Br2 (brom) + 2H2O (voda) = H2SO4 (sumporna kiselina) + 2HBr (bromovodonik); 2) 2SO2 (sumpor dioksid) + O2 (kiseonik) = 2SO3 (sulfit); 3) 5SO2 (sumpor dioksid) + 2KMnO4 (kalijum permanganat) + 2H2O (voda) = 2H2SO4 (sumporna kiselina) + 2MnSO4 (mangan sulfat) + K2SO4 (kalijum sulfat).

Posljednja reakcija je primjer kvalitativne reakcije na SO2 i SO3. Rastvor postaje ljubičaste boje.)

4. U prisustvu jakih redukcijskih sredstava, sumpor dioksid može pokazati oksidirajuća svojstva. Na primjer, za izdvajanje sumpora iz izduvnih plinova u metalurškoj industriji koriste redukciju sumpor-dioksida ugljičnim monoksidom (CO): SO2 (sumpor-dioksid) + 2CO (ugljični monoksid) = 2CO2 + S (sumpor).

Također, oksidirajuća svojstva ove tvari koriste se za dobivanje fosforne kiseline: PH3 (fosfin) + SO2 (sumpor-dioksid) = H3PO2 (fosforna kiselina) + S (sumpor).

Gdje se koristi sumpor dioksid?

Sumpor dioksid se uglavnom koristi za proizvodnju sumporne kiseline. Koristi se i u proizvodnji niskoalkoholnih pića (vina i drugih pića srednje cijene). Zbog svojstva ovog plina da ubija razne mikroorganizme, koristi se za fumigaciju skladišta i skladišta povrća. Osim toga, sumporov oksid se koristi za izbjeljivanje vune, svile i slame (onih materijala koji se ne mogu izbjeliti hlorom). U laboratorijama se sumpor dioksid koristi kao otapalo i za dobijanje raznih soli sumpordioksida.

Fiziološki efekti

Sumpor dioksid ima jaka toksična svojstva. Simptomi trovanja su kašalj, curenje iz nosa, promuklost, neobičan ukus u ustima i jaka bol u grlu. Kada se sumpor dioksid udiše u visokim koncentracijama, dolazi do otežanog gutanja i gušenja, poremećaja govora, mučnine i povraćanja, a može se razviti i akutni plućni edem.

MPC sumpor dioksida:
- u zatvorenom prostoru - 10 mg/m³;
- prosječna dnevna maksimalna jednokratna izloženost atmosferskom zraku - 0,05 mg/m³.

Osjetljivost na sumpor dioksid varira među pojedincima, biljkama i životinjama. Na primjer, među drvećem najotporniji su hrast i breza, a najmanje otporni smreka i bor.

DEFINICIJA

Hidrogen sulfid je bezbojni plin sa karakterističnim mirisom truležih proteina.

Nešto je teži od zraka, ukapljuje se na temperaturi od -60,3 o C i skrutne na -85,6 o C. Na zraku sumporovodik gori plavkastim plamenom, stvarajući sumpor-dioksid i vodu:

2H 2 S + 3O 2 = 2H 2 O + 2SO 2.

Ako u plamen sumporovodika unesete neki hladan predmet, poput porculanske čaše, temperatura plamena značajno opada i sumporovodik oksidira samo u slobodni sumpor, koji se taloži na čaši u obliku žute prevlake:

2H 2 S + O 2 = 2H 2 O + 2S.

Vodonik sulfid je vrlo zapaljiv; njegova mješavina sa zrakom eksplodira. Vodonik sulfid je veoma otrovan. Dugotrajno udisanje zraka koji sadrži ovaj plin, čak i u malim količinama, uzrokuje teško trovanje.

Na 20 o C jedna zapremina vode otapa 2,5 zapremine vodonik sulfida. Otopina vodonik sulfida u vodi naziva se sumporovodikova voda. Kada stoji u zraku, posebno na svjetlu, sumporovodikova voda ubrzo postaje mutna od sumpora koji se oslobađa. To se događa kao rezultat oksidacije sumporovodika kisikom iz atmosfere.

Proizvodnja vodonik sulfida

Na visokim temperaturama, sumpor reaguje sa vodonikom i formira gas sumporovodik.

U praksi se sumporovodik obično proizvodi djelovanjem razrijeđenih kiselina na sumporne metale, na primjer željezni sulfid:

FeS + 2HCl = FeCl 2 + H 2 S.

Čistiji vodonik sulfid se može dobiti hidrolizom CaS, BaS ili A1 2 S 3. Najčišći plin se dobiva direktnom reakcijom vodika i sumpora na 600 °C.

Hemijska svojstva vodonik sulfida

Rastvor vodonik sulfida u vodi ima svojstva kiseline. Vodonik sulfid je slaba dvobazna kiselina. Rastavlja se korak po korak i uglavnom prema prvom koraku:

H 2 S↔H + + HS - (K 1 = 6 × 10 -8).

Druga faza disocijacije

HS - ↔H + + S 2- (K 2 = 10 -14)

javlja u zanemarljivom obimu.

Vodonik sulfid je snažan redukcijski agens. Kada je izložen jakim oksidantima, oksidira se u sumpor-dioksid ili sumpornu kiselinu; dubina oksidacije zavisi od uslova: temperature, pH rastvora, koncentracije oksidacionog sredstva. Na primjer, reakcija s hlorom obično teče do stvaranja sumporne kiseline:

H 2 S + 4Cl 2 + 4H 2 O = H 2 SO 4 + 8HCl.

Srednje soli vodonik sulfida nazivaju se sulfidi.

Primjena vodonik sulfida

Upotreba sumporovodika je prilično ograničena, što je prvenstveno zbog njegove visoke toksičnosti. Našao je primenu u laboratorijskoj praksi kao taložnik za teške metale. Vodonik sulfid služi kao sirovina za proizvodnju sumporne kiseline, sumpora u elementarnom obliku i sulfida

Primjeri rješavanja problema

PRIMJER 1

Vježbajte	Odredite koliko puta je sumporovodik H 2 S teži od vazduha.
Rješenje	Odnos mase datog gasa prema masi drugog gasa uzetog u istoj zapremini, na istoj temperaturi i istom pritisku naziva se relativna gustina prvog gasa prema drugom. Ova vrijednost pokazuje koliko je puta prvi plin teži ili lakši od drugog plina. Uzima se relativna molekularna težina zraka 29 (uzimajući u obzir sadržaj dušika, kisika i drugih plinova u zraku). Treba napomenuti da se koncept "relativne molekularne mase zraka" koristi uvjetno, jer je zrak mješavina plinova. D vazduh (H 2 S) = M r (H 2 S) / M r (vazduh); D vazduh (H 2 S) = 34 / 29 = 1,17. M r (H 2 S) = 2 × A r (H) + A r (S) = 2 × 1 + 32 = 2 + 32 = 34.
Odgovori	Vodonik sulfid H 2 S je 1,17 puta teži od vazduha.

PRIMJER 2

Vježbajte	Odrediti gustinu vodonika mješavine plinova u kojoj je volumni udio kisika 20%, vodonika 40%, a ostatak je sumporovodik H 2 S.
Rješenje	Zapreminski udjeli gasova će se poklapati sa molarnim, tj. sa dijelovima količina supstanci, to je posljedica Avogadrova zakona. Nađimo uvjetnu molekularnu težinu smjese: M r uslovno (mješavina) = φ (O 2) × M r (O 2) + φ (H 2) × M r (H 2) + φ (H 2 S) × M r (H 2 S);

- (vodonik sulfid) H2S, bezbojni gas sa mirisom pokvarenih jaja; tačka topljenja?85.54.C, tačka ključanja?60.35.C; na 0.C se ukapljuje pod pritiskom od 1 MPa. Redukciono sredstvo. Nusproizvod prilikom prerade naftnih derivata, koksovanja uglja itd.; nastaje tokom raspadanja...... Veliki enciklopedijski rječnik

Hidrogen sulfid- (H2S), bezbojni, otrovni gas sa mirisom pokvarenih jaja. Nastaje tokom procesa raspadanja, nalazi se u sirovoj nafti. Dobija se djelovanjem sumporne kiseline na metalne sulfide. Koristi se u tradicionalnoj KVALITATIVNOJ ANALIZI. Osobine: temperatura...... Naučno-tehnički enciklopedijski rečnik

Hidrogen sulfid- Vodonik sulfid, vodonik sulfid, mnogi drugi. ne, mužu (kem.). Plin koji nastaje truljenjem proteinskih supstanci, odajući miris pokvarenih jaja. Ušakovljev rečnik objašnjenja. D.N. Ushakov. 1935 1940 ... Ushakov's Explantatory Dictionary

Hidrogen sulfid- Vodonik sulfid, ha, mužu. Bezbojni gas oštrog, neprijatnog mirisa, nastao tokom razgradnje proteinskih supstanci. | adj. vodonik sulfid, oh, oh. Ozhegov rečnik objašnjenja. S.I. Ozhegov, N.Yu. Shvedova. 1949 1992 … Ozhegov's Explantatory Dictionary

hidrogen sulfid- imenica, broj sinonima: 1 gas (55) ASIS rječnik sinonima. V.N. Trishin. 2013… Rečnik sinonima

Hidrogen sulfid- bezbojni otrovni gas H2S sa neprijatnim specifičnim mirisom. Ima blago kisela svojstva. 1 litar C. pri t 0 °C i pritisku od 760 mm je 1,539 g. Nalazi se u uljima, prirodnim vodama i plinovima biohemijskog porijekla, kao što su... ... Geološka enciklopedija

Hidrogen sulfid- Vodonik sulfid, H2S (molekulska masa 34,07), bezbojni gas sa karakterističnim mirisom pokvarenih jaja. Litar gasa u normalnim uslovima (0°, 760 mm) teži 1,5392 g Temperatura ključanja 62°, topljenje 83°; S. je dio gasovitih emisija...... Velika medicinska enciklopedija

hidrogen sulfid- - Teme biotehnologije EN vodonik sulfid ... Vodič za tehnički prevodilac

hidrogen sulfid- SUMPOVODNIK, a, m Bezbojni gas oštrog, neprijatnog mirisa, nastao pri razgradnji proteinskih supstanci i predstavlja jedinjenje sumpora sa vodonikom. Vodonik sulfid se nalazi u nekim mineralnim vodama i ljekovitom blatu i koristi se ... ... Objašnjavajući rječnik ruskih imenica

Knjige

• Kako prestati pušiti! (DVD), Pelinsky Igor, „Ne postoji ništa lakše nego prestati pušiti - već sam prestajao trideset puta“ (Mark Twain). Zašto ljudi počinju da puše? Da se opustite, omesti, sabereš misli, oslobodiš se stresa ili... Kategorija: Psihologija. Posao Serija: Put do zdravlja i savršenstva Izdavač: Sova-Film, Kupite za 275 RUR
• Vestimentiferans su crijevni beskičmenjaci dubokog mora, V.V. Malakhov, Monografija je posvećena novoj grupi divovskih (do 2,5 m) dubokomorskih životinja koje žive u područjima dubokomorske hidrotermalne aktivnosti i hladnih ugljovodonika. Većina… Kategorija: Medicina Izdavač: Partnerstvo naučnih publikacija KMK, Kupite za 176 RUR eBook(fb2, fb3, epub, mobi, pdf, html, pdb, lit, doc, rtf, txt)

O.S.ZAYTSEV

KNJIGA ZA HEMIJU

ZA NASTAVNIKE SREDNJE ŠKOLE,
STUDENTI PEDAGOŠKIH UNIVERZITETA I ŠKOLACI 9-10 RAZREDA,
KO JE ODLUČIO DA SE POSVETI HEMIJI I PRIRODNIM NAUKAMA

UDŽBENIK ZADATAK LABORATORIJ PRAKTIČNE NAUČNE PRIČE ZA ČITANJE

Nastavak. Vidi br. 4–14, 16–28, 30–34, 37–44, 47, 48/2002;
1, 2, 3, 4, 5, 6, 7, 8, 9, 10, 12, 13, 14, 15, 16, 17, 18, 19, 20, 21, 22, 23,
24, 25-26, 27-28, 29, 30, 31, 32, 35, 36, 37, 39, 41, 42, 43, 44 , 46, 47/2003;
1, 2, 3, 4, 5, 7, 11, 13, 14, 16, 17, 20, 22, 24/2004

§ 8.1. Redox reakcije

LABORATORIJSKA ISTRAŽIVANJA
(nastavak)

2. Ozon je oksidant.

Ozon je najvažnija supstanca za prirodu i ljude.

Ozon stvara ozonosferu oko Zemlje na visini od 10 do 50 km sa maksimalnim sadržajem ozona na visini od 20-25 km. Budući da je u gornjim slojevima atmosfere, ozon ne dozvoljava da većina sunčevih ultraljubičastih zraka, koji imaju štetan učinak na ljude, životinje i biljke, dođu do površine Zemlje. Posljednjih godina otkrivena su područja ozonosfere sa jako smanjenim sadržajem ozona, takozvane ozonske rupe. Nije poznato da li su ozonske rupe nastale ranije. Nejasni su i razlozi njihovog nastanka. Pretpostavlja se da freoni koji sadrže klor iz frižidera i limenki parfema, pod uticajem ultraljubičastog zračenja Sunca, oslobađaju atome hlora koji reaguju sa ozonom i time smanjuju njegovu koncentraciju u gornjim slojevima atmosfere. Naučnici su izuzetno zabrinuti zbog opasnosti od ozonskih rupa u atmosferi.
U nižim slojevima atmosfere ozon nastaje kao rezultat niza uzastopnih reakcija između atmosferskog kisika i dušikovih oksida koje emitiraju loše prilagođeni motori automobila i pražnjenja iz visokonaponskih dalekovoda. Ozon je veoma štetan za disanje – uništava tkivo bronhija i pluća. Ozon je izuzetno toksičan (jači od ugljičnog monoksida). Maksimalna dozvoljena koncentracija u vazduhu je 10-5%.
Dakle, ozon u gornjim i donjim slojevima atmosfere ima suprotne efekte na ljude i životinjski svijet.
Ozon se, zajedno s hlorom, koristi za tretiranje vode za razbijanje organskih nečistoća i ubijanje bakterija. Međutim, i kloriranje i ozoniranje vode imaju svoje prednosti i nedostatke. Kada se voda klorira, bakterije se gotovo potpuno uništavaju, ali se stvaraju organske tvari kancerogene prirode koje su štetne po zdravlje (pospješuju razvoj raka) - dioksini i slični spojevi. Kada se voda ozonizira, takve tvari se ne stvaraju, ali ozon ne ubija sve bakterije, a nakon nekog vremena preostale žive bakterije se obilno razmnožavaju, upijajući ostatke ubijenih bakterija, a voda postaje još više kontaminirana bakterijskom florom. Stoga je ozoniranje vode za piće najbolje koristiti kada se koristi brzo. Ozoniranje vode u bazenima je veoma efikasno kada voda neprekidno cirkuliše kroz ozonizator. Ozon se takođe koristi za prečišćavanje vazduha. To je jedan od ekološki prihvatljivih oksidansa koji ne ostavljaju štetne produkte raspadanja.
Ozon oksidira gotovo sve metale osim zlata i metala platinske grupe.

Hemijske metode za proizvodnju ozona su neefikasne ili previše opasne. Stoga vam savjetujemo da ozon pomiješan sa zrakom nabavite u ozonizatoru (učinak slabog električnog pražnjenja na kisik) koji je dostupan u školskoj laboratoriji za fiziku.

Ozon se najčešće dobiva djelovanjem na plinoviti kisik uz tiho električno pražnjenje (bez sjaja i varnica), koje nastaje između zidova unutrašnjih i vanjskih posuda ozonizatora. Najjednostavniji ozonizator se lako može napraviti od staklenih cijevi sa čepovima. Shvatićete kako se to radi sa sl. 8.4. Unutrašnja elektroda je metalna šipka (dugački ekser), vanjska elektroda je žičana spirala. Vazduh se može izduvati akvarijumskom vazdušnom pumpom ili gumenom kruškom iz boce sa raspršivačem. Na sl. 8.4 Unutrašnja elektroda se nalazi u staklenoj cijevi ( Zašto misliš?), ali možete sastaviti ozonizator i bez njega. Gumeni čepovi brzo korodiraju ozonom.

Pogodno je dobiti visoki napon iz indukcionog namotaja sistema za paljenje automobila kontinuiranim otvaranjem priključka na izvor niskog napona (baterija ili 12 V ispravljač).
Prinos ozona je nekoliko procenata.

Ozon se može kvalitativno detektovati upotrebom škrobnog rastvora kalijum jodida. Traka filter papira se može natopiti u ovu otopinu, ili se otopina može dodati ozoniziranoj vodi, a kroz otopinu u epruveti propuštati zrak sa ozonom. Kiseonik ne reaguje sa jodidnim jonom.
Jednačina reakcije:

2I – + O 3 + H 2 O = I 2 + O 2 + 2OH – .

Napišite jednadžbe za reakcije dobitka i gubitka elektrona.
Donesite traku filter papira navlaženu ovom otopinom u ozonizator. (Zašto bi rastvor kalijum jodida sadržao skrob?) Vodikov peroksid ometa određivanje ozona ovom metodom. (Zašto?).
Izračunajte EMF reakcije koristeći potencijale elektrode:

3. Redukciona svojstva vodonik sulfida i sulfidnih jona.

Vodonik sulfid je bezbojni plin sa mirisom pokvarenih jaja (neki proteini sadrže sumpor).
Za provođenje eksperimenata sa sumporovodikom možete koristiti plinoviti sumporovodik, propuštajući ga kroz otopinu sa supstancom koja se proučava, ili dodati prethodno pripremljenu vodu sumporovodika u otopine koje se proučavaju (ovo je prikladnije). Mnoge reakcije se mogu izvesti sa rastvorom natrijum sulfida (reakcije sa sulfidnim jonom S 2–).
Radite sa vodonik sulfidom samo na promaji! Smjese vodonik sulfida sa zrakom gore eksplozivno.

Vodonik sulfid se obično proizvodi u Kipp aparatu reakcijom 25% sumporne kiseline (razrijeđene 1:4) ili 20% hlorovodonične kiseline (razrijeđene 1:1) na željezni sulfid u obliku komada veličine 1-2 cm. Jednačina reakcije:

FeS (kr.) + 2H + = Fe 2+ + H 2 S (g.).

Male količine sumporovodika mogu se dobiti stavljanjem kristalnog natrijum sulfida u tikvicu sa čepom kroz koju se propušta levak za ispuštanje sa zapornom slavinom i izlaznom cevi. Polako sipajte 5-10% hlorovodonične kiseline iz levka (zašto ne sumpor?), tikvica se stalno protresa mućkanjem kako bi se izbjeglo lokalno nakupljanje neizreagirane kiseline. Ako se to ne učini, neočekivano miješanje komponenti može dovesti do burne reakcije, izbacivanja čepa i uništenja tikvice.
Ujednačen protok sumporovodika se dobija zagrevanjem organskih jedinjenja bogatih vodonikom, kao što je parafin, sa sumporom (1 deo parafina na 1 deo sumpora, 300°C).
Da bi se dobila sumporovodikova voda, sumporovodik se propušta kroz destilovanu (ili prokuhanu) vodu. Otprilike tri zapremine gasa vodonik sulfida rastvore se u jednoj zapremini vode. Kada stoji na zraku, sumporovodikova voda postepeno postaje mutna. (Zašto?).
Vodonik sulfid je snažan redukcijski agens: reducira halogene u vodikove halogenide, a sumpornu kiselinu u sumpor-dioksid i sumpor.
Vodonik sulfid je otrovan. Maksimalna dozvoljena koncentracija u zraku je 0,01 mg/l. Čak i pri niskim koncentracijama, sumporovodik iritira oči i respiratorni trakt i uzrokuje glavobolju. Koncentracije iznad 0,5 mg/l su opasne po život. Pri većim koncentracijama utiče na nervni sistem. Udisanje vodonik sulfida može uzrokovati srčani i respiratorni zastoj. Ponekad se sumporovodik nakuplja u pećinama i kanalizacijskim bunarima, a osoba koja je tamo zarobljena odmah izgubi svijest i umire.
Istovremeno, sumporovodične kupke imaju ljekoviti učinak na ljudski organizam.

3a. Reakcija vodikovog sulfida sa vodikovim peroksidom.

Proučite učinak otopine vodikovog peroksida na vodu sumporovodika ili otopinu natrijevog sulfida.
Na osnovu rezultata eksperimenata sastavite jednadžbe reakcija. Izračunajte EMF reakcije i izvedite zaključak o mogućnosti njenog prolaska.

3b. Reakcija vodonik sulfida sa sumpornom kiselinom.

Koncentrovanu sumpornu kiselinu kap po kap sipajte u epruvetu sa 2-3 ml vode sumporovodonika (ili rastvora natrijum sulfida). (pažljivo!) dok se ne pojavi zamućenje. Šta je ovo supstanca? Koji drugi proizvodi mogu nastati u ovoj reakciji?
Napišite jednačine reakcije. Izračunajte EMF reakcije koristeći potencijale elektrode:

4. Sumpor dioksid i sulfitni jon.

Sumpor-dioksid, sumpor-dioksid, najvažniji je zagađivač atmosfere kojeg emituju automobilski motori pri korištenju loše pročišćenog benzina i peći u kojima se sagorijevaju ugljen, treset ili lož ulje koji sadrže sumpor. Svake godine se milioni tona sumpor-dioksida ispuštaju u atmosferu zbog sagorevanja uglja i nafte.
Sumpor dioksid se prirodno nalazi u vulkanskim plinovima. Sumpor dioksid se oksidira kisikom iz atmosfere u sumporni trioksid, koji apsorbirajući vodu (paru) pretvara u sumpornu kiselinu. Kisela kiša koja pada, uništava cementne dijelove zgrada, arhitektonske spomenike i skulpture isklesane od kamena. Kisele kiše usporavaju rast biljaka i čak dovode do njihove smrti, te ubijaju žive organizme u vodenim tijelima. Takve kiše ispiru fosforna đubriva, koja su slabo topiva u vodi, sa obradivih površina, koja, kada se ispuste u vodena tijela, dovode do brzog razmnožavanja algi i brzog zamagljivanja bara i rijeka.
Sumpor dioksid je bezbojni plin oštrog mirisa. Sumpor dioksid treba dobiti i sa njim raditi na promaji.

Sumpor dioksid se može dobiti stavljanjem 5-10 g natrijum sulfita u tikvicu zatvorenu čepom sa izlaznom cijevi i lijevkom. Iz lijevka za kapanje sa 10 ml koncentrovane sumporne kiseline (izuzetan oprez!) sipajte kap po kap na kristale natrijum sulfita. Umjesto kristalnog natrijum sulfita, možete koristiti njegovu zasićenu otopinu.
Sumpor dioksid se također može proizvesti reakcijom između metala bakra i sumporne kiseline. U tikvicu s okruglim dnom opremljenu čepom s cijevi za odvod plina i lijevkom za ispuštanje, stavite bakrene strugotine ili komadiće žice i iz lijevka za kapanje sipajte malo sumporne kiseline (na 10 g uzima se oko 6 ml koncentrovane sumporne kiseline od bakra). Za početak reakcije, malo zagrijte bocu. Nakon toga dodavati kiselinu kap po kap. Napišite jednadžbe za prihvatanje i gubljenje elektrona i ukupnu jednačinu.
Svojstva sumpor-dioksida mogu se proučavati propuštanjem gasa kroz rastvor reagensa, ili u obliku vodenog rastvora (sumporna kiselina). Isti rezultati se postižu upotrebom zakiseljenih rastvora natrijum sulfita Na 2 SO 3 i kalijum sulfita K 2 SO 3. U jednoj zapremini vode rastvoreno je do četrdeset zapremina sumpor-dioksida (dobija se oko 6% rastvora).
Sumpor dioksid je toksičan. Kod blagog trovanja počinje kašalj, curenje iz nosa, pojavljuju se suze i vrtoglavica. Povećanje doze dovodi do zastoja disanja.

4a. Interakcija sumporne kiseline sa vodikovim peroksidom.

Predvidite produkte reakcije sumporne kiseline i vodikovog peroksida. Testirajte svoju pretpostavku iskustvom.
Dodajte istu količinu 3% rastvora vodikovog peroksida u 2-3 ml sumporne kiseline. Kako dokazati stvaranje očekivanih produkta reakcije?
Ponovite isti eksperiment sa zakiseljenim i alkalnim rastvorima natrijum sulfita.
Napišite jednadžbe reakcije i izračunajte emf procesa.
Odaberite potencijale elektrode koji su vam potrebni:

4b. Reakcija između sumpordioksida i vodonik sulfida.

Ova reakcija se odvija između gasovitih SO 2 i H 2 S i služi za proizvodnju sumpora. Reakcija je zanimljiva i zbog toga što se dva zagađivača zraka međusobno uništavaju. Da li se ova reakcija odvija između rastvora sumporovodika i sumpordioksida? Odgovorite na ovo pitanje iskustvom.
Odaberite potencijale elektrode da odredite može li se reakcija dogoditi u otopini:

Pokušajte izvršiti termodinamički proračun mogućnosti reakcija. Termodinamičke karakteristike tvari za određivanje mogućnosti reakcije između plinovitih tvari su sljedeće:

U kojem stanju tvari - plinovitom ili u otopini - su reakcije poželjnije?

Sumpor– element 3. perioda i VIA grupe periodnog sistema, redni broj 16, odnosi se na halkogeni. Elektronska formula atoma je [ 10 Ne]3s 2 3p 4, karakteristična oksidaciona stanja su 0, -II, +IV i +VI, S VI stanje se smatra stabilnim.

Skala stanja oksidacije sumpora:

Elektronegativnost sumpora je 2,60 i karakterišu ga nemetalna svojstva. U jedinjenjima vodika i kisika nalazi se u raznim anionima i formira kiseline koje sadrže kisik i njihove soli, binarne spojeve.

U prirodi - petnaesti element po hemijskoj zastupljenosti (sedmi među nemetalima). Nalazi se u slobodnom (nativnom) i vezanom obliku. Vitalni element za više organizme.

Sumpor S. Jednostavna supstanca. Žuta kristalna (α‑rombična i β‑monoklina,

na 95,5 °C) ili amorfne (plastične). Na čvorovima kristalne rešetke nalaze se S 8 molekuli (neplanarni prstenovi tipa „kruna“), amorfni sumpor se sastoji od S n lanaca. Supstanca niskog topljenja, viskoznost tečnosti prolazi kroz maksimum na 200 °C (razbijanje molekula S8, preplitanje Sn lanaca). Par sadrži molekule S 8, S 6, S 4, S 2. Na 1500 °C pojavljuje se monoatomski sumpor (u hemijskim jednačinama, radi jednostavnosti, svaki sumpor je prikazan kao S).

Sumpor je nerastvorljiv u vodi i u normalnim uslovima ne reaguje sa njim; veoma je rastvorljiv u ugljen-disulfidu CS 2.

Sumpor, posebno sumpor u prahu, vrlo je aktivan kada se zagrije. Reaguje kao oksidant sa metalima i nemetalima:

ali kao redukciono sredstvo– sa fluorom, kiseonikom i kiselinama (kupanje):

Sumpor se dismutira u alkalnim rastvorima:

3S 0 + 6KOH (konc.) = 2K 2 S ‑II + K 2 S IV O 3 + 3H 2 O

Na visokim temperaturama (400 °C), sumpor istiskuje jod iz vodonik-jodida:

S + 2HI (g) = I 2 + H 2 S,

ali u otopini reakcija ide u suprotnom smjeru:

I 2 + H 2 S (p) = 2 HI + S↓

Potvrda: V industrija istopljen iz prirodnih naslaga prirodnog sumpora (koristeći vodenu paru), koji se oslobađa tokom odsumporavanja proizvoda gasifikacije uglja.

Sumpor se koristi za sintezu ugljičnog disulfida, sumporne kiseline, sumpornih boja, u vulkanizaciji kaučuka, kao sredstvo za zaštitu biljaka od pepelnice i za liječenje kožnih bolesti.

Vodonik sulfid H 2 S. Anoksična kiselina. Bezbojni plin zagušljivog mirisa, teži od zraka. Molekul ima strukturu dvostruko nekompletnog tetraedra [::S(H) 2 ]

(sp 3 -hibridizacija, valetni ugao H – S–H je daleko od tetraedarskog). Nestabilan pri zagrevanju iznad 400 °C. Slabo rastvorljiv u vodi (2,6 l/1 l H 2 O na 20 °C), zasićenom decimolarnom rastvoru (0,1 M, „vodonik sulfidna voda“). Vrlo slaba kiselina u rastvoru, praktično ne disocira u drugom stupnju na S 2‑ ione (maksimalna koncentracija S 2‑ je 1 10 ‑ 13 mol/l). Kada je izložen vazduhu, rastvor postaje mutan (inhibitor je saharoza). Neutralisan alkalijama, ali ne u potpunosti amonijačnim hidratom. Snažan redukcijski agens. Ulazi u reakcije jonske izmjene. Sulfidirajući agens precipitira različito obojene sulfide sa vrlo niskom rastvorljivošću iz rastvora.

Kvalitativne reakcije– taloženje sulfida, kao i nepotpuno sagorevanje H 2 S sa stvaranjem žute naslage sumpora na hladnom predmetu unetom u plamen (porculanska lopatica). Nusproizvod prerade nafte, prirodnog i koksnog plina.

Koristi se u proizvodnji sumpora, neorganskih i organskih spojeva koji sadrže sumpor kao analitički reagens. Izuzetno otrovno. Jednačine najvažnijih reakcija:

Potvrda: V industrija– direktna sinteza:

H 2 + S = H2S(150–200 °C)

ili zagrijavanjem sumpora sa parafinom;

V laboratorije– istiskivanje sa sulfida jakim kiselinama

FeS + 2NCl (konc.) = FeCl 2 + H2S

ili potpuna hidroliza binarnih jedinjenja:

Al 2 S 3 + 6H 2 O = 2Al(OH) 3 ↓ + 3 H2S

Natrijum sulfid Na 2 S. Sol bez kiseonika. Bijela, vrlo higroskopna. Topi se bez raspadanja, termički stabilan. Vrlo je rastvorljiv u vodi, hidrolizira na anjonu i stvara visoko alkalnu sredinu u rastvoru. Kada je izložen zraku, otopina postaje mutna (koloidni sumpor) i postaje žuta (boja polisulfida). Tipičan reduktor. Dodaje sumpor. Ulazi u reakcije jonske izmjene.

Kvalitativne reakcije na S 2‑ jonu – taloženje različito obojenih metalnih sulfida, od kojih se MnS, FeS, ZnS razlažu u HCl (razrijeđen).

Koristi se u proizvodnji sumpornih boja i celuloze, za uklanjanje dlaka sa kože pri štavljenju kože, kao reagens u analitičkoj hemiji.

Jednačine najvažnijih reakcija:

Na 2 S + 2NCl (razrijeđen) = 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 (zasićeni) = 2NaHS

Na 2 S (t) + 2O 2 = Na 2 SO 4 (iznad 400 °C)

Na 2 S + 4H 2 O 2 (konc.) = Na 2 SO 4 + 4H 2 O

S 2‑ + M 2+ = MnS (tel.)↓; FeS (crna)↓; ZnS (bijeli)↓

S 2‑ + 2Ag + = Ag 2 S (crna)↓

S 2‑ + M 2+ = SdS (žuto)↓; PbS, CuS, HgS (crni)↓

3S 2‑ + 2Bi 3+ = Bi 2 S 3 (kor. – crna)↓

3S 2‑ + 6H 2 O + 2M 3+ = 3H 2 S + 2M(OH) 3 ↓ (M = Al, Cr)

Potvrda V industrija– kalcinacija minerala mirabilite Na 2 SO 4 10H 2 O u prisustvu redukcionih agenasa:

Na 2 SO 4 + 4H 2 = Na 2 S + 4H 2 O (500 °C, kat. Fe 2 O 3)

Na 2 SO 4 + 4S (koks) = Na 2 S + 4SO (800–1000 °C)

Na 2 SO 4 + 4SO = Na 2 S + 4SO 2 (600–700 °C)

Aluminijum sulfid Al 2 S 3. Sol bez kiseonika. Bijela, Al–S veza je pretežno kovalentna. Topi se bez raspadanja pod suvišnim pritiskom N 2, lako sublimira. Oksidira u vazduhu kada se zagreje. Potpuno je hidrolizovan vodom i ne taloži se iz rastvora. Razlaže se jakim kiselinama. Koristi se kao čvrst izvor čistog vodonik sulfida. Jednačine najvažnijih reakcija:

Al 2 S 3 + 6H 2 O = 2Al(OH) 3 ↓ + 3H 2 S (čisti)

Al 2 S 3 + 6HCl (razrijeđen) = 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 (vazduh) = 2Al 2 O 3 + 6SO 2 (700–800 °C)

Potvrda: interakcija aluminijuma sa rastopljenim sumporom u odsustvu kiseonika i vlage:

2Al + 3S = AL 2 S 3(150–200 °C)

Gvožđe (II) sulfid FeS. Sol bez kiseonika. Crno-siva sa zelenom nijansom, vatrostalna, raspada se kada se zagrije u vakuumu. Kada je mokar, osetljiv je na kiseonik iz vazduha. Nerastvorljivo u vodi. Ne taloži kada su rastvori soli gvožđa(II) zasićeni vodonik sulfidom. Razlaže se kiselinama. Koristi se kao sirovina u proizvodnji livenog gvožđa, čvrstog izvora sumporovodika.

Jedinjenje gvožđa(III) Fe 2 S 3 nije poznato (nije dobijeno).

Jednačine najvažnijih reakcija:

Potvrda:

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

Gvožđe disulfid FeS 2. Binarna veza. Ima jonsku strukturu Fe 2+ (–S – S–) 2‑. Tamno žuta, termički stabilna, raspada se pri zagrevanju. Nerastvorljiv u vodi, ne reaguje sa razblaženim kiselinama i alkalijama. Razlaže se oksidirajućim kiselinama i ispaljuje se na zraku. Koristi se kao sirovina u proizvodnji lijevanog željeza, sumpora i sumporne kiseline, te katalizator u organskoj sintezi. Rudni minerali koji se nalaze u prirodi pirit I marcasite

Jednačine najvažnijih reakcija:

FeS 2 = FeS + S (iznad 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 (vazduh) = 8SO 2 + 2Fe 2 O 3 (800 °C, pečenje)

Amonijum hidrosulfid NH 4 HS. Kisela so bez kiseonika. Bijela, topi se pod pritiskom. Veoma isparljiv, termički nestabilan. Oksidira na vazduhu. Vrlo je rastvorljiv u vodi, hidrolizira se u kation i anion (prevladava), stvara alkalno okruženje. Rastvor postaje žut na vazduhu. Razlaže se kiselinama i dodaje sumpor u zasićeni rastvor. Ne neutrališe se alkalijama, prosečna so (NH 4) 2 S ne postoji u rastvoru (za uslove za dobijanje prosečne soli videti odeljak „H 2 S“). Koristi se kao komponenta fotografskih razvijača, kao analitički reagens (taložnik sulfida).

Jednačine najvažnijih reakcija:

NH 4 HS = NH 3 + H 2 S (iznad 20 °C)

NH 4 HS + HCl (razrijeđeno) = 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 (zasićeni H 2 S) + 2CuSO 4 = (NH 4) 2 SO 4 + H 2 SO 4 + 2CuS↓

Potvrda: zasićenje koncentrirane otopine NH 3 sumporovodikom:

NH 3 H 2 O (konc.) + H 2 S (g) = NH 4 HS+ H 2 O

U analitičkoj hemiji, rastvor koji sadrži jednake količine NH 4 HS i NH 3 H 2 O se konvencionalno smatra rastvorom (NH 4) 2 S i formula prosečne soli se koristi za pisanje jednadžbi reakcije, iako je amonijum sulfid potpuno hidrolizovan u vodi do NH 4 HS i NH 3H2O.

Sumporov dioksid. Sulfiti

Sumpor dioksid SO2. Kiseli oksid. Bezbojni plin oštrog mirisa. Molekul ima strukturu nepotpunog trougla [: S(O) 2 ] (sp 2 - hibridizacija), sadrži σ, π veze S=O. Lako se tečni, termički stabilan. Visoko rastvorljiv u vodi (~40 l/1 l H 2 O na 20 °C). Formira polihidrat sa svojstvima slabe kiseline; produkti disocijacije su HSO 3 - i SO 3 2 - ioni. HSO 3 jon ima dva tautomerna oblika - simetrično(ne-kiseli) sa tetraedarskom strukturom (sp 3 -hibridizacija), koja preovlađuje u smeši, i asimetrično(kiseli) sa strukturom nepotpunog tetraedra [: S(O) 2 (OH)] (sp 3 -hibridizacija). SO 3 2‑ jon je takođe tetraedarski [: S(O) 3 ].

Reaguje sa alkalijama, amonijak hidratom. Tipično redukciono sredstvo, slabo oksidaciono sredstvo.

Kvalitativna reakcija– promjena boje žuto-smeđe “jodne vode”. Intermedijarni proizvod u proizvodnji sulfita i sumporne kiseline.

Koristi se za izbjeljivanje vune, svile i slame, konzerviranje i skladištenje voća, kao dezinficijens, antioksidans i rashladno sredstvo. Otrovno.

Jedinjenje sastava H 2 SO 3 (sumporna kiselina) je nepoznato (ne postoji).

Jednačine najvažnijih reakcija:

Rastvorljivost u vodi i kisela svojstva:

Potvrda: u industriji - sagorevanje sumpora na vazduhu obogaćenom kiseonikom, iu manjoj meri pečenje sulfidnih ruda (SO 2 - prateći gas pri pečenju pirita):

S + O 2 = SO 2(280–360 °C)

4FeS 2 + 11O 2 = 2Fe 2 O 3 + 8 SO 2(800 °C, pečenje)

u laboratoriju - istiskivanje sulfita sumpornom kiselinom:

BaSO 3 (t) + H 2 SO 4 (konc.) = BaSO 4 ↓ + SO 2 + H 2 O

Natrijum sulfit Na 2 SO 3. Oxosol. Bijelo. Kada se zagrije na zraku, raspada se bez topljenja i topi se pod suvišnim pritiskom argona. Kada je mokar i u rastvoru, osetljiv je na atmosferski kiseonik. Vrlo je rastvorljiv u vodi i hidrolizira na anjonu. Razlaže se kiselinama. Tipičan reduktor.

Kvalitativna reakcija na SO 3 2‑ ion - formiranje bijelog taloga barij sulfita, koji se prenosi u otopinu s jakim kiselinama (HCl, HNO 3).

Koristi se kao reagens u analitičkoj hemiji, komponenta fotografskih rastvora i neutralizator hlora za izbeljivanje tkanina.

Jednačine najvažnijih reakcija:

Potvrda:

Na 2 CO 3 (konc.) + SO 2 = Na2SO3+CO2

Sumporna kiselina. Sulfati

Sumporna kiselina H 2 SO 4. Oksokiselina. Bezbojna tečnost, vrlo viskozna (uljana), vrlo higroskopna. Molekul ima iskrivljenu tetraedarsku strukturu (sp 3 -hibridizacija), sadrži kovalentne σ-veze S – OH i σπ-veze S=O. SO 4 2‑ jon ima pravilnu tetraedarsku strukturu. Ima širok raspon temperatura u tečnom stanju (~300 stepeni). Djelomično se raspada kada se zagrije iznad 296 °C. Destiluje se u obliku azeotropne smeše sa vodom (maseni udeo kiseline 98,3%, tačka ključanja 296–340 °C), a jačim zagrevanjem se potpuno raspada. Neograničeno se miješa s vodom (sa jakim exo‑efekat). Jaka kiselina u rastvoru, neutralizovana alkalijama i hidratom amonijaka. Pretvara metale u sulfate (sa viškom koncentrirane kiseline u normalnim uslovima nastaju rastvorljivi hidrosulfati), ali metali Be, Bi, Co, Fe, Mg i Nb pasiviziraju se u koncentrovanoj kiselini i ne reaguju sa njom. Reaguje sa bazičnim oksidima i hidroksidima, razgrađuje soli slabih kiselina. Slab oksidant u razblaženom rastvoru (zbog H I), jak oksidant u koncentrovanom rastvoru (zbog S VI). Dobro otapa SO 3 i reaguje sa njim (nastaje teška uljasta tečnost - oleum, sadrži H 2 S 2 O 7).

Kvalitativna reakcija na SO 4 2‑ jon – taloženje belog barijum sulfata BaSO 4 (talog se ne prenosi u rastvor hlorovodoničnom i azotnom kiselinom, za razliku od belog taloga BaSO 3).

Koristi se u proizvodnji sulfata i drugih sumpornih jedinjenja, mineralnih đubriva, eksploziva, boja i lekova, u organskoj sintezi, za „otvaranje“ (prva faza prerade) industrijski važnih ruda i minerala, u prečišćavanju nafte. proizvodi, u elektrolizi vode, kao elektrolit za olovne baterije. Toksičan, izaziva opekotine kože. Jednačine najvažnijih reakcija:

Potvrda V industrija:

a) sinteza SO 2 iz sumpornih, sulfidnih ruda, sumporovodikova i sulfatnih ruda:

S + O 2 (vazduh) = SO 2(280–360 °C)

4FeS 2 + 11O 2 (vazduh) = 8 SO 2+ 2Fe 2 O 3 (800 °C, pečenje)

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) pretvaranje SO 2 u SO 3 u kontaktnom aparatu:

c) sinteza koncentrirane i bezvodne sumporne kiseline:

H 2 O (razm. H 2 SO 4) + SO 3 = H2SO4(konc., bezvodni)

(apsorpcija SO 3 čistom vodom za proizvodnju H 2 SO 4 ne vrši se zbog jakog zagrijavanja smjese i obrnutog razlaganja H 2 SO 4, vidi gore);

d) sinteza oleum– mješavina bezvodnog H 2 SO 4, disumporne kiseline H 2 S 2 O 7 i viška SO 3. Otopljeni SO 3 garantuje bezvodnost oleuma (kada voda uđe, odmah se formira H 2 SO 4), što omogućava da se bezbedno transportuje u čeličnim rezervoarima.

Natrijum sulfat Na 2 SO 4. Oxosol. Bijela, higroskopna. Topi se i ključa bez raspadanja. Formira kristalni hidrat (miner mirabilit), lako gubi vodu; tehnički naziv Glauberova so. Vrlo je rastvorljiv u vodi i ne hidrolizira. Reaguje sa H 2 SO 4 (konc.), SO 3 . Zagrijavanjem se reducira vodonikom i koksom. Ulazi u reakcije jonske izmjene.

Koristi se u proizvodnji stakla, celuloze i mineralnih boja, kao lijek. Sadrži u slanici slanih jezera, posebno u zalivu Kara-Bogaz-Gol Kaspijskog mora.

Jednačine najvažnijih reakcija:

Kalijum hidrogen sulfat KHSO 4. Kisela okso sol. Bijela, higroskopna, ali ne stvara kristalne hidrate. Kada se zagreje, topi se i raspada. Vrlo je rastvorljiv u vodi; anjon podleže disocijaciji u rastvoru; okruženje rastvora je jako kiselo. Neutralisan alkalijama.

Koristi se kao komponenta fluksa u metalurgiji, sastavni dio mineralnih đubriva.

Jednačine najvažnijih reakcija:

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 (razd.) + 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)

Potvrda: tretman kalijum sulfata koncentrovanom (više od 60%) sumpornom kiselinom na hladnom:

K 2 SO 4 + H 2 SO 4 (konc.) = 2 KHSO 4

Kalcijum sulfat CaSO 4. Oxosol. Bijela, vrlo higroskopna, vatrostalna, raspada se zagrijavanjem. Prirodni CaSO 4 se javlja kao vrlo čest mineral gips CaSO 4 2H 2 O. Na 130 °C, gips gubi dio vode i pretvara se u spaljeni (gips) gips 2CaSO 4 H 2 O (tehnički naziv alabaster). Potpuno dehidrirani (200 °C) gips odgovara mineralu anhidrit CaSO4. Slabo rastvorljiv u vodi (0,206 g/100 g H 2 O na 20 °C), rastvorljivost opada pri zagrevanju. Reaguje sa H 2 SO 4 (konc.). Restaurirano koksom tokom fuzije. Određuje većinu „trajne“ tvrdoće slatke vode (pogledajte 9.2 za detalje).

Jednačine najvažnijih reakcija: 100–128 °C

Koristi se kao sirovina u proizvodnji SO 2, H 2 SO 4 i (NH 4) 2 SO 4, kao fluks u metalurgiji i kao punilo za papir. Vezivni malter napravljen od pregorelog gipsa brže „stvrdnjava“ od mešavine na bazi Ca(OH) 2 . Stvrdnjavanje se osigurava vezivanjem vode, stvaranjem gipsa u obliku kamene mase. Od spaljenog gipsa se izrađuju gipsani odljevi, arhitektonski i dekorativni oblici i proizvodi, pregradne ploče i paneli, te kameni podovi.

Aluminijum-kalijum sulfat KAl(SO 4) 2. Dvostruka okso sol. Bijela, higroskopna. Razlaže se pri jakom zagrevanju. Formira kristalni hidrat - kalijum alum. Umjereno rastvorljiv u vodi, hidrolizira se s katjonom aluminija. Reaguje sa alkalijama, amonijak hidratom.

Koristi se kao jedkalo za bojenje tkanina, sredstvo za štavljenje kože, koagulant za pročišćavanje slatke vode, komponenta sastava za kalibriranje papira, te vanjsko hemostatičko sredstvo u medicini i kozmetologiji. Nastaje zajedničkom kristalizacijom aluminijuma i kalijevog sulfata.

Jednačine najvažnijih reakcija:

Krom(III) sulfat - kalijum KCr(SO 4) 2. Dvostruka okso sol. Crvena (hidratna tamnoljubičasta, tehnički naziv hrom-kalijum stipsa). Kada se zagreje, raspada se bez topljenja. Vrlo je rastvorljiv u vodi (sivo-plava boja rastvora odgovara akva kompleksu 3+), hidrolizuje na katjonu hroma(III). Reaguje sa alkalijama, amonijak hidratom. Slabo oksidaciono i redukciono sredstvo. Ulazi u reakcije jonske izmjene.

Kvalitativne reakcije na ion Cr 3+ – redukcija u Cr 2+ ili oksidacija u žuti CrO 4 2‑.

Koristi se kao sredstvo za štavljenje kože, jedkalo za bojenje tkanina i reagens u fotografiji. Nastaje zajedničkom kristalizacijom hrom (III) i kalijum sulfata. Jednačine najvažnijih reakcija:

Mangan (II) sulfat MnSO 4 . Oxosol. Bijeli, topi se i raspada kada se zagrije. Kristalni hidrat MnSO 4 5H 2 O – crveno-ružičasta, tehnički naziv mangan sulfat. Dobro je rastvorljiv u vodi, svetloružičasta (gotovo bezbojna) boja rastvora odgovara akvakompleksu 2+; hidrolizira na katjonu. Reaguje sa alkalijama, amonijak hidratom. Slab redukcioni agens, reaguje sa tipičnim (jakim) oksidacionim agensima.

Kvalitativne reakcije na ion Mn 2+ – komutacija sa ionom MnO 4 i nestanak ljubičaste boje potonjeg, oksidacija Mn 2+ u MnO 4 i pojava ljubičaste boje.

Koristi se za proizvodnju Mn, MnO 2 i drugih jedinjenja mangana, kao mikrođubrivo i analitički reagens.

Jednačine najvažnijih reakcija:

Potvrda:

2MnO 2 + 2H 2 SO 4 (konc.) = 2 MnSO4+ O 2 + 2H 2 O (100 °C)

Gvožđe (II) sulfat FeSO 4 . Oxosol. Bijela (svijetlozeleni hidrat, tehnički naziv mastilo), higroskopna. Razlaže se kada se zagreje. Visoko je rastvorljiv u vodi i blago ga hidrolizira kation. U otopini se brzo oksidira atmosferskim kisikom (rastvor postaje žut i postaje mutan). Reaguje sa oksidirajućim kiselinama, alkalijama i amonijak hidratom. Tipičan reduktor.

Koristi se kao komponenta mineralnih boja, elektrolita u galvanizaciji, konzervansa za drvo, fungicida i lijeka protiv anemije. U laboratoriji se često uzima u obliku dvostruke soli Fe(NH 4) 2 (SO 4) 2 6H 2 O ( Mohrova so), otporniji na vazduh.

Jednačine najvažnijih reakcija:

Potvrda:

Fe + H 2 SO 4 (razrijeđen) = FeSO4+H2

FeCO 3 + H 2 SO 4 (razrijeđen) = FeSO4+ CO 2 + H 2 O

7.4. Nemetali VA‑grupa

Nitrogen. Amonijak

Nitrogen– element 2. perioda i VA grupe periodnog sistema, redni broj 7. Elektronska formula atoma [ 2 He]2s 2 2p 3, karakteristična oksidaciona stanja 0, ‑III, +III i +V, rjeđe +II , +IV i sl.; N v stanje se smatra relativno stabilnim.

Skala oksidacijskih stanja dušika:

Azot ima visoku elektronegativnost (3,07), treći iza F i O. Pokazuje tipična nemetalna (kisela) svojstva. Formira različite kiseline, soli i binarna jedinjenja koje sadrže kiseonik, kao i amonijum kation NH 4 + i njegove soli.

U prirodi - sedamnaesti po hemijskom obilju elementa (deveti među nemetalima). Vitalni element za sve organizme.

Azot N 2. Jednostavna supstanca. Sastoji se od nepolarnih molekula sa veoma stabilnom σππ-vezom N ≡ N, što objašnjava hemijsku inertnost azota u normalnim uslovima. Gas bez boje, ukusa i mirisa koji se kondenzuje u bezbojnu tečnost (za razliku od O2).

Glavna komponenta vazduha: 78,09% po zapremini, 75,52% po masi. Azot ključa iz tekućeg zraka prije kisika O2. Slabo rastvorljiv u vodi (15,4 ml/1 l H 2 O na 20 °C), rastvorljivost azota je manja od rastvorljivosti kiseonika.

Na sobnoj temperaturi, N2 reaguje samo sa litijumom (u vlažnoj atmosferi), formirajući litijum nitrid Li3N; nitridi drugih elemenata se sintetiziraju jakim zagrijavanjem:

N 2 + 3Mg = Mg 3 N 2 (800 °C)

U električnom pražnjenju, N2 reagira s fluorom i, u vrlo maloj mjeri, s kisikom:

Reverzibilna reakcija za proizvodnju amonijaka odvija se na 500 °C, pod pritiskom do 350 atm i uvijek u prisustvu katalizatora (Fe/F 2 O 3 /FeO, u laboratoriji Pt):

Prema Le Chatelierovom principu, povećanje prinosa amonijaka treba da se dogodi sa povećanjem pritiska i smanjenjem temperature. Međutim, brzina reakcije na niskim temperaturama je vrlo niska, pa se proces provodi na 450–500 °C, čime se postiže prinos amonijaka od 15%. Nereagirani N 2 i H 2 se vraćaju u reaktor i time povećavaju stepen reakcije.

Dušik je hemijski pasivan u odnosu na kiseline i baze i ne podržava sagorevanje.

Potvrda V industrija– frakciona destilacija tečnog vazduha ili uklanjanje kiseonika iz vazduha hemijskim putem, na primer, reakcijom 2C (koks) + O 2 = 2CO pri zagrevanju. U tim slučajevima se dobija azot koji sadrži i nečistoće plemenitih gasova (uglavnom argona).

IN laboratorije male količine kemijski čistog dušika mogu se dobiti reakcijom komutacije uz umjereno zagrijavanje:

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)

Koristi se za sintezu amonijaka, dušične kiseline i drugih proizvoda koji sadrže dušik, kao inertni medij za kemijske i metalurške procese i skladištenje zapaljivih tvari.

Amonijak NH3. Binarno jedinjenje, oksidaciono stanje azota je – III. Bezbojni plin sa oštrim karakterističnim mirisom. Molekul ima strukturu nepotpunog tetraedra [: N(H) 3)] (sp 3 -hibridizacija). Prisustvo donorskog para elektrona na sp 3 -hibridnoj orbitali dušika u molekuli NH 3 određuje karakterističnu reakciju dodavanja vodikovog kationa, što rezultira stvaranjem kationa. amonijum NH4+. Ukapljuje se pod viškom pritiska na sobnoj temperaturi. U tečnom stanju, povezan je vodoničnim vezama. Termički nestabilan. Visoko rastvorljiv u vodi (više od 700 l/1 l H 2 O na 20 °C); udio u zasićenom rastvoru je = 34% po masi i = 99% po zapremini, pH = 11,8.

Vrlo reaktivan, sklon reakcijama adicije. Cr reaguje u kiseoniku, reaguje sa kiselinama. Pokazuje redukujuća (zbog N-III) i oksidirajuća (zbog H I) svojstva. Suši se samo sa kalcijum oksidom.

Kvalitativne reakcije– stvaranje bijelog “dima” pri kontaktu sa gasovitom HCl, pocrnjenje papira navlaženog rastvorom Hg 2 (NO 3) 2.

Intermedijarni proizvod u sintezi HNO 3 i amonijum soli. Koristi se u proizvodnji sode, dušičnih đubriva, boja, eksploziva; tečni amonijak je rashladno sredstvo. Otrovno.

Jednačine najvažnijih reakcija:

Potvrda: V laboratorije– istiskivanje amonijaka iz amonijevih soli kada se zagrije sa soda vapnom (NaOH + CaO):

ili prokuhavanje vodenog rastvora amonijaka i zatim sušenje gasa.

IN industrija amonijak se sintetiše iz azota (vidi) sa vodonikom. Industrijski proizvodi u tekućem obliku ili u obliku koncentrirane vodene otopine pod tehničkim nazivom amonijačna voda.

Amonijak hidrat NH 3 H 2 O. Intermolekularna veza. Bijeli, u kristalnoj rešetki - molekuli NH 3 i H 2 O, povezani slabom vodikovom vezom H 3 N ... HON. Prisutan u vodenom rastvoru amonijaka, slaba baza (produkti disocijacije - NH 4 ‑ katjon i OH ‑ anion). Amonijum kation ima pravilnu tetraedarsku strukturu (sp 3 hibridizacija). Termički nestabilan, potpuno se raspada kada se otopina prokuha. Neutralisan jakim kiselinama. Pokazuje redukciona svojstva (zbog N III) u koncentrovanom rastvoru. Ulazi u reakcije jonske izmjene i kompleksiranja.

Kvalitativna reakcija– stvaranje bijelog “dima” pri kontaktu sa gasovitom HCl.

Koristi se za stvaranje blago alkalne sredine u rastvoru tokom taloženja amfoternih hidroksida.

1M rastvor amonijaka sadrži uglavnom NH 3 H 2 O hidrat i samo 0,4% NH 4 + i OH - jona (zbog disocijacije hidrata); Dakle, jonski “amonijum hidroksid NH 4 OH” praktično nije sadržan u rastvoru, a takvog spoja nema u čvrstom hidratu. Jednačine najvažnijih reakcija:

NH 3 H 2 O (konc.) = NH 3 + H 2 O (kupanje sa NaOH)

NH 3 H 2 O + HCl (razrijeđen) = 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(NH 3 H 2 O) (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

Često se naziva i razrijeđena otopina amonijaka (3-10%) amonijak(ime su izmislili alhemičari), a koncentrirani rastvor (18,5–25%) - amonijačna voda(proizveden od strane industrije).

Povezane informacije.