Vääveloksiid (vääveldioksiid, vääveldioksiid, vääveldioksiid) on värvitu gaas, millel on tavatingimustes terav iseloomulik lõhn (sarnane põleva tiku lõhnaga). Rõhu all see toatemperatuuril veeldub. Vääveldioksiid lahustub vees ja moodustub ebastabiilne väävelhape. See aine lahustub ka väävelhappes ja etanoolis. See on üks peamisi komponente, mis moodustavad vulkaanilisi gaase.

1. Vääveldioksiid lahustub vees, mille tulemusena tekib väävelhape. Normaalsetes tingimustes on see reaktsioon pöörduv.

SO2 (vääveldioksiid) + H2O (vesi) = H2SO3 (väävelhape).

2. Leelistega moodustab vääveldioksiid sulfiteid. Näiteks: 2NaOH (naatriumhüdroksiid) + SO2 (vääveldioksiid) = Na2SO3 (naatriumsulfit) + H2O (vesi).

3. Vääveldioksiidi keemiline aktiivsus on üsna kõrge. Vääveldioksiidi redutseerivad omadused on kõige selgemad. Sellistes reaktsioonides suureneb väävli oksüdatsiooniaste. Näiteks: 1) SO2 (vääveldioksiid) + Br2 (broom) + 2H2O (vesi) = H2SO4 (väävelhape) + 2HBr (vesinikbromiid); 2) 2SO2 (vääveldioksiid) + O2 (hapnik) = 2SO3 (sulfit); 3) 5SO2 (vääveldioksiid) + 2KMnO4 (kaaliumpermanganaat) + 2H2O (vesi) = 2H2SO4 (väävelhape) + 2MnSO4 (mangaansulfaat) + K2SO4 (kaaliumsulfaat).

Viimane reaktsioon on näide kvalitatiivsest reaktsioonist SO2 ja SO3 suhtes. Lahus muutub lillaks.)

4. Tugevate redutseerivate ainete juuresolekul võib vääveldioksiid avaldada oksüdeerivaid omadusi. Näiteks väävli eraldamiseks heitgaasidest metallurgiatööstuses kasutavad nad vääveldioksiidi redutseerimist süsinikmonooksiidiga (CO): SO2 (vääveldioksiid) + 2CO (süsinikmonooksiid) = 2CO2 + S (väävel).

Samuti kasutatakse fosforhappe saamiseks selle aine oksüdeerivaid omadusi: PH3 (fosfiin) + SO2 (vääveldioksiid) = H3PO2 (fosforhape) + S (väävel).

Kus kasutatakse vääveldioksiidi?

Vääveldioksiidi kasutatakse peamiselt väävelhappe tootmiseks. Seda kasutatakse ka madala alkoholisisaldusega jookide (vein ja muud keskmise hinnaga joogid) tootmisel. Selle gaasi omaduse tõttu tappa erinevaid mikroorganisme kasutatakse seda ladude ja köögiviljapoodide fumigeerimiseks. Lisaks kasutatakse vääveloksiidi villa, siidi ja õlgede (need materjalid, mida ei saa klooriga pleegitada) pleegitamiseks. Laborites kasutatakse vääveldioksiidi lahustina ja erinevate vääveldioksiidi soolade saamiseks.

Füsioloogilised mõjud

Vääveldioksiidil on tugevad toksilised omadused. Mürgistuse sümptomiteks on köha, nohu, häälekähedus, omapärane maitse suus ja tugev kurguvalu. Vääveldioksiidi sissehingamisel suurtes kontsentratsioonides tekivad neelamis- ja lämbumisraskused, kõnehäired, iiveldus ja oksendamine ning võib tekkida äge kopsuturse.

Vääveldioksiidi MPC:
- siseruumides - 10 mg/m³;
- keskmine päevane maksimaalne ühekordne kokkupuude atmosfääriõhuga - 0,05 mg/m³.

Tundlikkus vääveldioksiidi suhtes on üksikisikute, taimede ja loomade lõikes erinev. Näiteks puudest on kõige vastupidavamad tamm ja kask ning kõige vähem vastupidavad kuusk ja mänd.

MÄÄRATLUS

Vesiniksulfiid on värvitu gaas, millel on iseloomulik mädanenud valgu lõhn.

See on õhust veidi raskem, veeldub temperatuuril -60,3 o C ja tahkub -85,6 o C. Õhus põleb vesiniksulfiid sinaka leegiga, moodustades vääveldioksiidi ja vett:

2H2S + 3O2 = 2H2O + 2SO2.

Kui sisestate vesiniksulfiidi leeki mõne külma eseme, näiteks portselantopsi, langeb leegi temperatuur oluliselt ja vesiniksulfiid oksüdeerub ainult vabaks väävliks, mis settib tassil kollase katte kujul:

2H2S + O2 = 2H2O + 2S.

Vesiniksulfiid on väga tuleohtlik; selle segu õhuga plahvatab. Vesiniksulfiid on väga mürgine. Seda gaasi sisaldava õhu pikaajaline sissehingamine isegi väikestes kogustes põhjustab tõsist mürgistust.

20 o C juures lahustab üks mahuosa vett 2,5 mahuosa vesiniksulfiidi. Vesiniksulfiidi lahust vees nimetatakse vesiniksulfiidveeks. Õhus seistes, eriti valguse käes, muutub vesiniksulfiidvesi eralduvast väävlist peagi häguseks. See tekib vesiniksulfiidi oksüdeerumise tagajärjel atmosfäärihapniku toimel.

Vesiniksulfiidi tootmine

Kõrgel temperatuuril reageerib väävel vesinikuga, moodustades gaasilise vesiniksulfiidi.

Praktikas toodetakse vesiniksulfiidi tavaliselt lahjendatud hapete toimel väävelmetallidele, näiteks raudsulfiidile:

FeS + 2HCl = FeCl2 + H2S.

Puhtamat vesiniksulfiidi saab saada CaS, BaS või A12S3 hüdrolüüsil. Puhtaim gaas saadakse vesiniku ja väävli otsesel reaktsioonil temperatuuril 600 °C.

Vesiniksulfiidi keemilised omadused

Vesiniksulfiidi lahusel vees on happe omadused. Vesiniksulfiid on nõrk kahealuseline hape. See dissotsieerub samm-sammult ja peamiselt vastavalt esimesele etapile:

H 2 S↔H + + HS - (K 1 = 6 × 10 -8).

Dissotsiatsiooni teine ​​etapp

HS - ↔H + + S 2- (K 2 = 10 -14)

esineb tühisel määral.

Vesiniksulfiid on tugev redutseerija. Tugevate oksüdeerivate ainetega kokkupuutel oksüdeerub see vääveldioksiidiks või väävelhappeks; oksüdatsiooni sügavus sõltub tingimustest: temperatuur, lahuse pH, oksüdeeriva aine kontsentratsioon. Näiteks reaktsioon klooriga kulgeb tavaliselt väävelhappe moodustumiseni:

H2S + 4Cl2 + 4H2O = H2SO4 + 8HCl.

Vesiniksulfiidi keskmisi sooli nimetatakse sulfiidideks.

Vesiniksulfiidi kasutamine

Vesiniksulfiidi kasutamine on üsna piiratud, mis tuleneb eelkõige selle kõrgest toksilisusest. See on leidnud rakendust laboripraktikas raskmetallide sadendajana. Vesiniksulfiid toimib toorainena väävelhappe, elementaarse väävli ja sulfiidide tootmiseks

Näited probleemide lahendamisest

NÄIDE 1

Harjutus	Määrake, mitu korda on õhust raskem vesiniksulfiid H2S.
Lahendus	Antud gaasi massi ja teise samas mahus, samal temperatuuril ja samal rõhul võetud gaasi massi suhet nimetatakse esimese gaasi suhteliseks tiheduseks teise gaasi suhteliseks tiheduseks. See väärtus näitab, mitu korda on esimene gaas teisest raskem või kergem. Õhu suhteliseks molekulmassiks võetakse 29 (võttes arvesse lämmastiku, hapniku ja muude gaaside sisaldust õhus). Tuleb märkida, et mõistet "õhu suhteline molekulmass" kasutatakse tingimuslikult, kuna õhk on gaaside segu. D õhk (H 2 S) = M r (H 2 S) / M r (õhk); D õhk (H2S) = 34/29 = 1,17. M r (H 2 S) = 2 × A r (H) + A r (S) = 2 × 1 + 32 = 2 + 32 = 34.
Vastus	Vesiniksulfiid H 2 S on õhust 1,17 korda raskem.

NÄIDE 2

Harjutus	Leidke gaasisegu vesiniku tihedus, milles hapniku mahuosa on 20%, vesinikku 40% ja ülejäänu on vesiniksulfiid H 2 S.
Lahendus	Gaaside mahuosad langevad kokku molaarsete osadega, st. ainete koguste murdosadega on see Avogadro seaduse tagajärg. Leiame segu tingimusliku molekulmassi: M r tingimuslik (segu) = φ (O 2) × M r (O 2) + φ (H 2) × M r (H 2) + φ (H 2 S) × M r (H 2 S);

- (vesiniksulfiid) H2S, värvitu mädamuna lõhnaga gaas; sulamistemperatuur <85,54 °C, keemistemperatuur <60,35 °C; temperatuuril 0.C see veeldub rõhul 1 MPa. Redutseeriv aine. Naftasaaduste rafineerimise, kivisöe koksimise jms kõrvalsaadus; tekkis lagunemise käigus...... Suur entsüklopeediline sõnaraamat

VESINIKsulfiid- (H2S), värvitu, mädamuna lõhnaga mürgine gaas. Tekib lagunemisprotsesside käigus, leidub toornaftas. Saadakse väävelhappe toimel metallide sulfiididele. Kasutatakse traditsioonilises KVALITATIIVSES ANALÜÜSIS. Omadused: temperatuur ...... Teaduslik ja tehniline entsüklopeediline sõnastik

VESINIKsulfiid- VESINIKsulfiid, vesiniksulfiid, paljud teised. ei, abikaasa (keemia). Valguainete mädanemisel tekkiv gaas, mis eritab mädamunade lõhna. Ušakovi seletav sõnaraamat. D.N. Ušakov. 1935 1940 ... Ušakovi seletav sõnaraamat

VESINIKsulfiid- VESINIK SULFIID, ah, abikaasa. Terava ebameeldiva lõhnaga värvitu gaas, mis moodustub valguliste ainete lagunemisel. | adj. vesiniksulfiid, oh, oh. Ožegovi seletav sõnaraamat. S.I. Ožegov, N. Yu. Švedova. 1949 1992 … Ožegovi seletav sõnaraamat

vesiniksulfiid- nimisõna, sünonüümide arv: 1 gas (55) ASIS Dictionary of Synonyms. V.N. Trishin. 2013… Sünonüümide sõnastik

VESINIKsulfiid- värvitu ebameeldiva spetsiifilise lõhnaga mürgine gaas H2S. Sellel on kergelt happelised omadused. 1 liiter C. temperatuuril t 0 °C ja rõhul 760 mm on 1,539 g. Seda leidub õlides, looduslikes vetes ja biokeemilise päritoluga gaasides, nagu... ... Geoloogiline entsüklopeedia

VESINIKsulfiid- VESINIKsulfiid, H2S (molekulmass 34,07), värvitu gaas, millel on mädamunadele iseloomulik lõhn. Liiter gaasi normaaltingimustes (0°, 760 mm) kaalub 1,5392 g Keemistemperatuur 62°, sulamistemperatuur 83°; S. on osa gaasilistest emissioonidest ... ... Suur meditsiiniline entsüklopeedia

vesiniksulfiid- - Biotehnoloogia teemad ET vesiniksulfiid ... Tehniline tõlkija juhend

vesiniksulfiid- VESINIK SULFIID, a, m Terava ebameeldiva lõhnaga värvitu gaas, mis moodustub valkainete lagunemisel ja kujutab endast väävli ühendit vesinikuga. Vesiniksulfiidi leidub mõnes mineraalvees ja ravimudas ning seda kasutatakse... ... Vene nimisõnade seletav sõnastik

Raamatud

• Kuidas suitsetamisest loobuda! (DVD), Igor Pelinsky: "Pole midagi lihtsamat kui suitsetamisest loobumine - ma olen juba kolmkümmend korda maha jätnud" (Mark Twain). Miks inimesed suitsetama hakkavad? Lõõgastumiseks, tähelepanu hajutamiseks, mõtete kogumiseks, stressist vabanemiseks või... Kategooria: Psühholoogia. Äri Sari: Tee tervise ja täiuslikkuseni Kirjastaja: Sova-Film, Osta 275 RUR
• Vestimentiferaanid on süvamere soolestiku selgrootud, V. V. Malakhov, Monograafia on pühendatud uuele hiiglaslike (kuni 2,5 m) süvamereloomade rühmale, kes elavad süvamere hüdrotermilise aktiivsuse ja külma süsivesinike imbumise piirkondades. Enamik… Kategooria: Meditsiin Kirjastaja: Teaduspublikatsioonide partnerlus KMK, Osta 176 RUR e-raamat(fb2, fb3, epub, mobi, pdf, html, pdb, lit, doc, rtf, txt)

O.S.ZAYTSEV

KEEMIA RAAMAT

KESKOOLI ÕPETAJATELE,
PEDAGOOGIAÜLIKOOLIDE ÕPILASED JA 9–10 KLASSI KOOLILASED,
KES OTSUSID PÜHENDADA ENNAST KEEMIALE JA LOODUSTEADUSELE

ÕPIKÜLESANNE LABORAtoorium PRAKTILISED TEADUSLIKUD LOOD LUGEMISEKS

Jätkamine. Vt nr 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. Redoksreaktsioonid

LABORATOORNE UURIMUS
(jätk)

2. Osoon on oksüdeeriv aine.

Osoon on looduse ja inimese jaoks kõige olulisem aine.

Osoon loob 10–50 km kõrgusel Maa ümber osonosfääri, mille maksimaalne osoonisisaldus on 20–25 km kõrgusel. Olles atmosfääri ülemistes kihtides, ei lase osoon Maa pinnale jõuda enamusel inimesele, loomadele ja taimedele kahjulikult mõjuvatest päikese ultraviolettkiirtest. Viimastel aastatel on osonosfääris avastatud tugevalt vähenenud osoonisisaldusega alasid, nn osooniaugusid. Pole teada, kas osooniauke on varem tekkinud. Samuti on ebaselged nende esinemise põhjused. Eeldatakse, et külmikute ja parfüümipurkide kloori sisaldavad freoonid vabastavad päikese ultraviolettkiirguse mõjul klooriaatomeid, mis reageerivad osooniga ja vähendavad seeläbi selle kontsentratsiooni atmosfääri ülemistes kihtides. Teadlased on äärmiselt mures osooniaukude ohu pärast atmosfääris.
Atmosfääri alumistes kihtides tekib osoon mitmete järjestikuste reaktsioonide tulemusena õhuhapniku ja halvasti reguleeritud automootoritest eralduvate lämmastikoksiidide ning kõrgepingeliinide heitmete vahel. Osoon on hingamisele väga kahjulik – see hävitab bronhide ja kopsude kudesid. Osoon on äärmiselt mürgine (võimsam kui süsinikmonooksiid). Maksimaalne lubatud kontsentratsioon õhus on 10–5%.
Seega on osoonil atmosfääri ülemises ja alumises kihis inimesele ja loomamaailmale vastupidine mõju.
Osooni koos klooriga kasutatakse vee töötlemiseks orgaaniliste lisandite lagundamiseks ja bakterite hävitamiseks. Nii vee kloorimisel kui ka osoonimisel on aga omad plussid ja miinused. Vee kloorimisel hävivad bakterid peaaegu täielikult, kuid tekivad tervisele kahjulikud (vähi teket soodustavad) kantserogeense iseloomuga orgaanilised ained - dioksiinid jms. Vee osoonimisel selliseid aineid ei teki, kuid osoon ei tapa kõiki baktereid ning mõne aja pärast paljunevad allesjäänud elusbakterid ohtralt, imades endasse hukkunud bakterite jäänused ning vesi saastub veelgi enam bakteriaalse flooraga. Seetõttu on joogivee osoonimist kõige parem kasutada siis, kui seda kasutatakse kiiresti. Vee osoneerimine basseinides on väga tõhus, kui vesi ringleb pidevalt läbi osonisaatori. Osooni kasutatakse ka õhu puhastamiseks. See on üks keskkonnasõbralikke oksüdeerivaid aineid, mis ei jäta oma lagunemisprodukte.
Osoon oksüdeerib peaaegu kõiki metalle peale kulla ja plaatina rühma metallid.

Osooni tootmise keemilised meetodid on ebaefektiivsed või liiga ohtlikud. Seetõttu soovitame hankida õhuga segatud osooni osonisaatoris (nõrga elektrilahenduse mõju hapnikule), mis on saadaval kooli füüsikalaboris.

Osooni saadakse kõige sagedamini gaasilise hapniku toimel vaikse elektrilahendusega (ilma hõõgumise ja sädemeteta), mis tekib osonaatori sise- ja välisanuma seinte vahel. Lihtsaima osonisaatori saab hõlpsasti valmistada korkidega klaastorudest. Kuidas seda teha, saate aru jooniselt fig. 8.4. Sisemine elektrood on metallvarras (pikk nael), välimine elektrood on traatspiraal. Õhku saab välja puhuda akvaariumi õhupumba või pihustuspudelist kummipirniga. Joonisel fig. 8.4 Sisemine elektrood asub klaastorus ( Miks sa arvad?), kuid saate osonisaatori kokku panna ka ilma selleta. Kummist pistikud korrodeeruvad kiiresti osooni toimel.

Kõrgepinget on mugav saada auto süütesüsteemi induktsioonpoolist, avades pidevalt ühendust madalpingeallikaga (aku või 12 V alaldi).
Osooni saagis on mitu protsenti.

Osooni saab kvalitatiivselt tuvastada kaaliumjodiidi tärkliselahusega. Selles lahuses võib leotada filterpaberi riba või lisada lahuse osoniseeritud veele ja lasta osooniga õhku läbi lahuse katseklaasis. Hapnik ei reageeri jodiidiooniga.
Reaktsiooni võrrand:

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

Kirjutage elektronide võimenduse ja kadumise reaktsioonide võrrandid.
Viige selle lahusega niisutatud filterpaberi riba osonaatorisse. (Miks peaks kaaliumjodiidi lahus sisaldama tärklist?) Vesinikperoksiid segab selle meetodi abil osooni määramist. (Miks?).
Arvutage reaktsiooni EMF elektroodide potentsiaalide abil:

3. Vesiniksulfiidi ja sulfiidiooni redutseerivad omadused.

Vesiniksulfiid on mädamuna lõhnaga värvitu gaas (mõned valgud sisaldavad väävlit).
Vesiniksulfiidiga katsete tegemiseks võite kasutada gaasilist vesiniksulfiidi, juhtides selle läbi uuritava ainega lahuse või lisada uuritavatele lahustele eelnevalt ettevalmistatud vesiniksulfiidvett (see on mugavam). Naatriumsulfiidi lahusega saab läbi viia paljusid reaktsioone (reaktsioonid sulfiidiooniga S 2–).
Töötage vesiniksulfiidiga ainult tõmbe all! Vesiniksulfiidi segud õhuga põlevad plahvatuslikult.

Vesiniksulfiidi toodetakse tavaliselt Kippi aparaadis 25% väävelhappe (lahjendatud 1:4) või 20% vesinikkloriidhappe (lahjendatud 1:1) reageerimisel raudsulfiidil 1–2 cm suuruste tükkidena.Reaktsioonivõrrand:

FeS (kr.) + 2H+ = Fe2+ + H2S (g.).

Väikestes kogustes vesiniksulfiidi võib saada, asetades kristallilise naatriumsulfiidi korgiga kolbi, millest juhitakse läbi sulgurkraani ja väljalasketoruga tilklehter. Kallates lehtrist aeglaselt 5–10% vesinikkloriidhapet (miks mitte väävel?), loksutatakse kolbi pidevalt loksutades, et vältida reageerimata happe lokaalset kogunemist. Kui seda ei tehta, võib komponentide ootamatu segamine põhjustada ägeda reaktsiooni, korgi väljutamise ja kolvi hävimise.
Vesiniksulfiidi ühtlane vool saadakse vesinikurikaste orgaaniliste ühendite, näiteks parafiini, kuumutamisel väävliga (1 osa parafiini 1 osa väävli kohta, 300 °C).
Vesiniksulfiidvee saamiseks juhitakse vesiniksulfiid läbi destilleeritud (või keedetud) vee. Ühes mahus vees lahustub umbes kolm mahuosa gaasilist vesiniksulfiidi. Õhus seistes muutub vesiniksulfiidvesi järk-järgult häguseks. (Miks?).
Vesiniksulfiid on tugev redutseerija: ta redutseerib halogeenid vesinikhalogeniidideks ning väävelhappe vääveldioksiidiks ja väävliks.
Vesiniksulfiid on mürgine. Maksimaalne lubatud kontsentratsioon õhus on 0,01 mg/l. Isegi madalates kontsentratsioonides ärritab vesiniksulfiid silmi ja hingamisteid ning põhjustab peavalu. Kontsentratsioon üle 0,5 mg/l on eluohtlik. Suuremate kontsentratsioonide korral mõjutab see närvisüsteemi. Vesiniksulfiidi sissehingamine võib põhjustada südame- ja hingamisseiskust. Mõnikord koguneb vesiniksulfiid koobastesse ja kanalisatsioonikaevudesse ning sinna lõksu jäänud inimene kaotab hetkega teadvuse ja sureb.
Samas on vesiniksulfiidvannidel inimkeha tervendav toime.

3a. Vesiniksulfiidi reaktsioon vesinikperoksiidiga.

Uurige vesinikperoksiidi lahuse mõju vesiniksulfiidi veele või naatriumsulfiidi lahusele.
Koostage katsete tulemuste põhjal reaktsioonivõrrandid. Arvutage reaktsiooni EMF ja tehke järeldus selle läbimise võimaluse kohta.

3b. Vesiniksulfiidi reaktsioon väävelhappega.

Valage kontsentreeritud väävelhape tilkhaaval katseklaasi koos 2–3 ml vesiniksulfiidi veega (või naatriumsulfiidi lahusega). (hoolikalt!) kuni hägususe ilmnemiseni. Mis see aine on? Milliseid muid tooteid võib selle reaktsiooni käigus tekkida?
Kirjutage reaktsioonivõrrandid. Arvutage reaktsiooni EMF elektroodide potentsiaalide abil:

4. Vääveldioksiid ja sulfitioon.

Vääveldioksiid, vääveldioksiid, on kõige olulisem õhusaasteaine, mida eralduvad automootorid halvasti puhastatud bensiini kasutamisel ja ahjud, milles põletatakse väävlit sisaldavaid süsi, turvast või kütteõli. Igal aastal satub söe ja nafta põletamise tõttu atmosfääri miljoneid tonne vääveldioksiidi.
Vääveldioksiid esineb looduslikult vulkaanilistes gaasides. Vääveldioksiid oksüdeeritakse õhuhapniku toimel vääveltrioksiidiks, mis vett (auru) imades muutub väävelhappeks. Saduvad happevihmad hävitavad hoonete tsemendiosi, arhitektuurimälestisi ja kivist raiutud skulptuure. Happevihm aeglustab taimede kasvu ja viib isegi nende hukkumiseni ning tapab veekogudes elusorganisme. Sellised vihmad uhuvad põllumaadelt välja vees halvasti lahustuvad fosforväetised, mis veekogudesse sattudes põhjustavad vetikate kiiret vohamist ning tiikide ja jõgede kiiret soostumist.
Vääveldioksiid on terava lõhnaga värvitu gaas. Vääveldioksiid tuleks hankida ja sellega töötada tõmbe all.

Vääveldioksiidi saab, kui asetada 5–10 g naatriumsulfiti väljalasketoru ja tilklehtriga korgiga suletud kolbi. Tilklehtrist 10 ml kontsentreeritud väävelhappega (äärmine ettevaatus!) valage see tilkhaaval naatriumsulfiti kristallidele. Kristallilise naatriumsulfiti asemel võite kasutada selle küllastunud lahust.
Vääveldioksiidi saab toota ka metalli vase ja väävelhappe vahelisel reaktsioonil. Gaasi väljalasketoru ja tilklehtriga korgiga ümarkolbi asetage vaselaastud või traadijupid ja valage tilklehtrist veidi väävelhapet (10 g kohta võetakse umbes 6 ml kontsentreeritud väävelhapet vasest). Reaktsiooni alustamiseks soojendage kolbi veidi. Pärast seda lisage hape tilkhaaval. Kirjutage elektronide vastuvõtmise ja kaotamise võrrandid ning koguvõrrand.
Vääveldioksiidi omadusi saab uurida, juhtides gaasi läbi reaktiivilahuse või vesilahusena (väävelhape). Samad tulemused saadakse naatriumsulfitide Na 2 SO 3 ja kaaliumsulfitide K 2 SO 3 hapestatud lahuste kasutamisel. Ühes mahus vees lahustatakse kuni nelikümmend mahtu vääveldioksiidi (saadakse ~6% lahus).
Vääveldioksiid on mürgine. Kerge mürgistuse korral algab köha, nohu, tekivad pisarad, algab pearinglus. Annuse suurendamine viib hingamisseiskumiseni.

4a. Väävelhappe koostoime vesinikperoksiidiga.

Prognoosige väävelhappe ja vesinikperoksiidi reaktsiooniprodukte. Testige oma oletust kogemustega.
Lisage sama kogus 3% vesinikperoksiidi lahust 2–3 ml väävelhappele. Kuidas tõestada eeldatavate reaktsioonisaaduste teket?
Korrake sama katset naatriumsulfiti hapestatud ja aluseliste lahustega.
Kirjutage reaktsioonivõrrandid ja arvutage protsessi emf.
Valige vajalikud elektroodide potentsiaalid:

4b. Reaktsioon vääveldioksiidi ja vesiniksulfiidi vahel.

See reaktsioon toimub gaasilise SO 2 ja H 2 S vahel ning toodab väävlit. Reaktsioon on huvitav ka seetõttu, et kaks õhusaasteainet hävitavad üksteist. Kas see reaktsioon toimub vesiniksulfiidi ja vääveldioksiidi lahuste vahel? Vastake sellele küsimusele kogemustega.
Valige elektroodide potentsiaalid, et teha kindlaks, kas lahuses võib reaktsioon toimuda:

Proovige läbi viia reaktsioonide võimalikkuse termodünaamiline arvutus. Ainete termodünaamilised omadused gaasiliste ainete vahelise reaktsiooni võimaluse määramiseks on järgmised:

Millises ainete olekus - gaasilises või lahuses - on reaktsioonid eelistatavamad?

Väävel– perioodilise süsteemi 3. perioodi ja VIA rühma element, seerianumber 16, viitab kalkogeenid. Aatomi elektrooniline valem on [ 10 Ne]3s 2 3p 4, iseloomulikud oksüdatsiooniastmed on 0, -II, +IV ja +VI, S VI olekut peetakse stabiilseks.

Väävli oksüdatsiooniastmete skaala:

Väävli elektronegatiivsus on 2,60 ja seda iseloomustavad mittemetallilised omadused. Vesiniku- ja hapnikuühendites leidub seda erinevates anioonides ning moodustab hapnikku sisaldavaid happeid ja nende sooli, binaarseid ühendeid.

Looduses - viieteistkümnes element keemilise arvukuse järgi (mittemetallide seas seitsmes). Seda leidub vabal (natiivsel) ja seotud kujul. Kõrgemate organismide elutähtis element.

Väävel S. Lihtne aine. Kollane kristalne (α-rombiline ja β-monokliiniline,

temperatuuril 95,5 °C) või amorfne (plast). Kristallvõre sõlmedes on S 8 molekulid ("kroon" tüüpi mittetasapinnalised rõngad), amorfne väävel koosneb S n ahelatest. Madalsulav aine, vedeliku viskoossus läbib maksimumi 200 °C juures (S 8 molekulide lagunemine, S n ahelate põimumine). Paar sisaldab molekule S 8, S 6, S 4, S 2. Temperatuuril 1500 °C ilmub üheaatomiline väävel (keemilistes võrrandites on lihtsuse mõttes mis tahes väävel kujutatud kui S).

Väävel on vees lahustumatu ja normaalsetes tingimustes ei reageeri sellega; see lahustub hästi süsinikdisulfiidis CS 2.

Väävel, eriti pulbriline väävel, on kuumutamisel väga aktiivne. Reageerib oksüdeeriva ainena metallide ja mittemetallidega:

aga redutseerija– fluori, hapniku ja hapetega (keevad):

Väävel läbib leelislahustes dismutatsiooni:

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

Kõrgel temperatuuril (400 °C) tõrjub väävel joodi vesinikjodiidist välja:

S + 2HI (g) = I2 + H2S,

kuid lahuses kulgeb reaktsioon vastupidises suunas:

I 2 + H 2 S (p) = 2 HI + S↓

Kviitung: V tööstusele sulatatakse loodusliku väävli ladestustest (kasutades veeauru), mis vabaneb kivisöe gaasistamisproduktide väävlitustamisel.

Väävlit kasutatakse süsinikdisulfiidi, väävelhappe, väävli (vaate)värvide sünteesiks, kummi vulkaniseerimisel, vahendina taimede kaitseks jahukaste eest ning nahahaiguste raviks.

Vesiniksulfiid H2S. Anoksiidhape. Värvitu lämmatava lõhnaga gaas, õhust raskem. Molekul on kahekordselt mittetäieliku tetraeedri struktuuriga [::S(H) 2 ]

(sp 3 -hübridisatsioon, valetnurk H – S–H on kaugel tetraeedrilisest). Ebastabiilne kuumutamisel üle 400 °C. Lahustub vähesel määral vees (2,6 l/1 l H 2 O temperatuuril 20 °C), küllastunud detsimolaarlahuses (0,1 M, “vesiniksulfiidvesi”). Väga nõrk hape lahuses, praktiliselt ei dissotsieeru teises etapis S 2 - ioonideks (S 2 - maksimaalne kontsentratsioon on 1 10 - 13 mol/l). Õhuga kokkupuutel muutub lahus häguseks (inhibiitoriks on sahharoos). Leeliste poolt neutraliseeritud, kuid mitte täielikult ammoniaakhüdraadiga. Tugev redutseerija. Osaleb ioonivahetusreaktsioonides. Sulfideeriv aine sadestab lahusest väga madala lahustuvusega erivärvilisi sulfiide.

Kvalitatiivsed reaktsioonid– sulfiidide sadestumine, samuti H 2 S mittetäielik põlemine koos kollase väävliladestusega leeki viidud külmale esemele (portselanist spaatliga). Nafta, loodusliku ja koksigaasi rafineerimise kõrvalsaadus.

Seda kasutatakse väävli, anorgaaniliste ja orgaaniliste väävlit sisaldavate ühendite tootmisel analüütilise reagendina. Äärmiselt mürgine. Kõige olulisemate reaktsioonide võrrandid:

Kviitung: V tööstusele- otsene süntees:

H2 + S = H2S(150–200 °C)

või kuumutades väävlit parafiiniga;

V laborid– sulfiididest väljatõrjumine tugevate hapetega

FeS + 2НCl (konts.) = FeCl 2 + H2S

või kahekomponentsete ühendite täielik hüdrolüüs:

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

Naatriumsulfiid Na2S. Hapnikuvaba sool. Valge, väga hügroskoopne. Sulab lagunemata, termiliselt stabiilne. See lahustub vees hästi, hüdrolüüsib anioonil ja loob lahuses väga leeliselise keskkonna. Õhuga kokkupuutel muutub lahus häguseks (kolloidne väävel) ja kollaseks (polüsulfiidne värvus). Tüüpiline reduktor. Lisab väävlit. Osaleb ioonivahetusreaktsioonides.

Kvalitatiivsed reaktsioonid S 2- ioonil – erinevat värvi metallisulfiidide sadestamine, millest MnS, FeS, ZnS lagunevad HCl-ks (lahjendatud).

Seda kasutatakse väävlivärvide ja tselluloosi tootmisel, nahkade parkimisel karvade eemaldamiseks, analüütilise keemia reagendina.

Kõige olulisemate reaktsioonide võrrandid:

Na2S + 2НCl (lahjendatud) = 2NaCl + H2S

Na 2 S + 3H 2 SO 4 (konts.) = SO 2 + S↓ + 2H 2 O + 2NaHSO 4 (kuni 50 °C)

Na2S + 4HNO3 (konts.) = 2NO + S↓ + 2H2O + 2NaNO3 (60 °C)

Na2S + H2S (küllastunud) = 2NaHS

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

Na2S + 4H2O2 (konts.) = Na2SO4 + 4H2O

S 2- + M 2+ = MnS (tel.)↓; FeS (must)↓; ZnS (valge)↓

S 2- + 2Ag + = Ag 2 S (must)↓

S 2- + M 2+ = СdS (kollane)↓; PbS, CuS, HgS (must)↓

3S 2- + 2Bi 3+ = Bi 2 S 3 (kor. – must)↓

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

Kviitung V tööstusele- mineraali kaltsineerimine imelik Na2SO410H2O redutseerivate ainete juuresolekul:

Na2SO4 + 4H2 = Na2S + 4H2O (500 °C, kat. Fe 2O 3)

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

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

Alumiiniumsulfiid Al 2 S 3. Hapnikuvaba sool. Valge, Al-S side on valdavalt kovalentne. Ülerõhul N 2 sulab lagunemata, sublimeerub kergesti. Oksüdeerub kuumutamisel õhus. See hüdrolüüsub täielikult vee toimel ega sadestu lahusest välja. Laguneb tugevate hapetega. Kasutatakse puhta vesiniksulfiidi tahke allikana. Kõige olulisemate reaktsioonide võrrandid:

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

Al 2S3 + 6HCl (lahjendatud) = 2AlCl3 + 3H2S

Al 2S 3 + 24HNO 3 (konts.) = Al 2 (SO 4) 3 + 24NO 2 + 12H 2 O (100 °C)

2Al 2S 3 + 9O 2 (õhk) = 2Al 2 O 3 + 6SO 2 (700–800 °C)

Kviitung: alumiiniumi interaktsioon sulaväävliga hapniku ja niiskuse puudumisel:

2Al + 3S = AL 2 S 3(150–200 °C)

Raud(II)sulfiid FeS. Hapnikuvaba sool. Rohelise varjundiga must-hall, tulekindel, laguneb vaakumis kuumutamisel. Märjana on see tundlik õhuhapniku suhtes. Vees lahustumatu. Ei sadene, kui raud(II) soolade lahused on küllastunud vesiniksulfiidiga. Laguneb koos hapetega. Seda kasutatakse toorainena malmi tootmisel, mis on tahke vesiniksulfiidi allikas.

Raud(III)ühend Fe 2S 3 ei ole teada (ei ole saadud).

Kõige olulisemate reaktsioonide võrrandid:

Kviitung:

Fe + S = FeS(600 °C)

Fe2O3 + H2 + 2H2S = 9 FeS+ 3H 2 O (700–1000 °C)

FeCl2 + 2NH4HS (g) = FeS↓ + 2NH 4 Cl + H 2 S

Rauddisulfiid FeS 2. Binaarne ühendus. Sellel on ioonne struktuur Fe 2+ (–S – S–) 2–. Tumekollane, termiliselt stabiilne, kuumutamisel laguneb. Vees ei lahustu, ei reageeri lahjendatud hapete ja leelistega. Laguneb oksüdeerivate hapete toimel ja põleb õhu käes. Seda kasutatakse toorainena malmi, väävli ja väävelhappe tootmisel ning orgaanilise sünteesi katalüsaatorina. Looduses leiduvad maagimineraalid püriit Ja Markasiit.

Kõige olulisemate reaktsioonide võrrandid:

FeS 2 = FeS + S (üle 1170 °C, vaakum)

2FeS 2 + 14H 2 SO 4 (konts., horisontaalne) = Fe 2 (SO 4) 3 + 15SO 2 + 14H 2 O

FeS 2 + 18HNO 3 (konts.) = Fe(NO 3) 3 + 2H 2 SO 4 + 15NO 2 + 7H 2 O

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

Ammooniumvesiniksulfiid NH 4 HS. Hapnikuvaba happeline sool. Valge, sulab ülerõhu all. Väga lenduv, termiliselt ebastabiilne. See oksüdeerub õhu käes. See lahustub vees hästi, hüdrolüüsib katiooniks ja aniooniks (domineerib), loob aluselise keskkonna. Lahus muutub õhu käes kollaseks. Laguneb hapetega ja lisab küllastunud lahuses väävlit. Seda ei neutraliseeri leelised, lahuses ei esine keskmist soola (NH 4) 2 S (keskmise soola saamise tingimusi vt jaotisest "H 2 S"). Seda kasutatakse fotoarendajate komponendina, analüütilise reagendina (sulfiidsadestajana).

Kõige olulisemate reaktsioonide võrrandid:

NH 4 HS = NH 3 + H 2 S (üle 20 °C)

NH 4 HS + HCl (lahjendatud) = NH 4 Cl + H 2 S

NH 4 HS + 3HNO 3 (konts.) = S↓ + 2NO 2 + NH 4 NO 3 + 2H 2 O

2NH 4 HS (küllastunud H 2 S) + 2CuSO 4 = (NH 4) 2 SO 4 + H 2 SO 4 + 2CuS↓

Kviitung: NH3 kontsentreeritud lahuse küllastamine vesiniksulfiidiga:

NH3H2O ​​(konts.) + H2S (g) = NH 4 HS+ H2O

Analüütilises keemias peetakse lahust, mis sisaldab võrdses koguses NH 4 HS ja NH 3 H 2 O, tavaliselt (NH 4) 2 S lahuseks ja reaktsioonivõrrandite kirjutamisel kasutatakse keskmise soola valemit, kuigi ammooniumsulfiid on hüdrolüüsitakse vees täielikult NH 4 HS-ks ja NH 3H2O-ks.

Vääveldioksiid. Sulfitid

Vääveldioksiid SO2. Happeline oksiid. Värvitu terava lõhnaga gaas. Molekul on mittetäieliku kolmnurga struktuuriga [: S(O) 2 ] (sp 2 - hübridisatsioon), sisaldab σ, π sidemeid S=O. Kergesti vedeldav, termiliselt stabiilne. Vees hästi lahustuv (~40 l/1 l H 2 O temperatuuril 20 °C). Moodustab nõrga happe omadustega polühüdraadi, dissotsiatsiooniproduktid on HSO 3 - ja SO 3 2 - ioonid. HSO 3 ioonil on kaks tautomeerset vormi - sümmeetriline(mittehappeline) tetraeedrilise struktuuriga (sp 3 -hübridisatsioon), mis on segus ülekaalus, ja asümmeetriline(happeline) mittetäieliku tetraeedri struktuuriga [: S(O) 2 (OH)] (sp 3 -hübridisatsioon). SO 3 2- ioon on samuti tetraeedriline [: S(O) 3 ].

Reageerib leeliste, ammoniaakhüdraadiga. Tüüpiline redutseerija, nõrk oksüdeerija.

Kvalitatiivne reaktsioon- kollakaspruuni "joodivee" värvimuutus. Vahesaadus sulfitide ja väävelhappe tootmisel.

Seda kasutatakse villa, siidi ja õlgede pleegitamiseks, puuviljade konserveerimiseks ja säilitamiseks, desinfektsioonivahendina, antioksüdandina ja külmutusagensina. Mürgine.

Ühend koostisega H 2 SO 3 (väävelhape) on teadmata (ei eksisteeri).

Kõige olulisemate reaktsioonide võrrandid:

Vees lahustuvus ja happelised omadused:

Kviitung: tööstuses - väävli põletamine hapnikuga rikastatud õhus ja vähemal määral sulfiidmaakide röstimine (püriidi röstimisel SO 2 -gaasi):

S + O 2 = SO 2(280–360 °C)

4FeS2 + 11O2 = 2Fe2O3 + 8 SO 2(800 °C, põletamine)

laboris - sulfitide väljatõrjumine väävelhappega:

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

Naatriumsulfit Na2SO3. Oksosool. Valge. Õhus kuumutamisel laguneb see sulamata ja sulab argooni ülerõhu all. Märjana ja lahuses on see tundlik õhuhapniku suhtes. See on vees hästi lahustuv ja hüdrolüüsub anioonil. Laguneb koos hapetega. Tüüpiline reduktor.

Kvalitatiivne reaktsioon SO 3 2- ioonil - baariumsulfiti valge sademe moodustumine, mis kantakse lahusesse tugevate hapetega (HCl, HNO 3).

Seda kasutatakse reagendina analüütilises keemias, fotograafiliste lahuste komponendina ja kloori neutralisaatorina kangaste pleegitamiseks.

Kõige olulisemate reaktsioonide võrrandid:

Kviitung:

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

Väävelhape. Sulfaadid

Väävelhape H2SO4. Oksohape. Värvitu vedelik, väga viskoosne (õline), väga hügroskoopne. Molekul on moonutatud tetraeedrilise struktuuriga (sp 3 -hübridisatsioon), sisaldab kovalentseid σ-sidemeid S – OH ja σπ-sidemeid S=O. SO 4 2- ioonil on korrapärane tetraeedriline struktuur. Sellel on lai vedela oleku temperatuurivahemik (~300 kraadi). Osaliselt laguneb kuumutamisel üle 296 °C. See destilleeritakse aseotroopse seguna veega (happe massiosa 98,3%, keemistemperatuur 296–340 °C) ja tugevamal kuumutamisel laguneb täielikult. Piiramatult veega segunev (kange eksole-efekt). Tugev hape lahuses, neutraliseeritud leeliste ja ammoniaakhüdraadiga. Muudab metallid sulfaatideks (normaalsetes tingimustes kontsentreeritud happe liiaga tekivad lahustuvad hüdrosulfaadid), kuid metallid Be, Bi, Co, Fe, Mg ja Nb passiveeritakse kontsentreeritud happes ega reageeri sellega. Reageerib aluseliste oksiidide ja hüdroksiididega, lagundab nõrkade hapete soolad. Nõrk oksüdeerija lahjendatud lahuses (H I tõttu), tugev oksüdeerija kontsentreeritud lahuses (S VI tõttu). See lahustab hästi SO 3 ja reageerib sellega (tekib raske õline vedelik - oleum, sisaldab H 2 S 2 O 7).

Kvalitatiivne reaktsioon SO 4 2- ioonil – valge baariumsulfaadi BaSO 4 sadestumine (erinevalt valgest BaSO 3 sadest ei viida sade vesinikkloriid- ja lämmastikhappega lahusesse).

Seda kasutatakse sulfaatide ja muude väävliühendite, mineraalväetiste, lõhkeainete, värvainete ja ravimite tootmisel, orgaanilises sünteesis, tööstuslikult oluliste maakide ja mineraalide “avamiseks” (töötlemise esimene etapp), nafta puhastamisel. tooted vee elektrolüüsil pliiakude elektrolüüdina. Mürgine, põhjustab nahapõletust. Kõige olulisemate reaktsioonide võrrandid:

Kviitung V tööstusele:

a) SO 2 süntees väävli-, sulfiid-, vesiniksulfiidi- ja sulfaatmaakidest:

S + O 2 (õhk) = SO 2(280–360 °C)

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

2H2S + 3O2 (g) = 2 SO 2+ 2H 2O (250–300 °C)

CaSO 4 + C (koks) = CaO + SO 2+ CO (1300–1500 °C)

b) SO 2 muundamine SO 3-ks kontaktseadmes:

c) kontsentreeritud ja veevaba väävelhappe süntees:

H 2 O (lahjendatud H 2 SO 4) + SO 3 = H2SO4(konts., veevaba)

(SO 3 absorptsioon puhta veega H 2 SO 4 saamiseks ei toimu segu tugeva kuumutamise ja H 2 SO 4 vastupidise lagunemise tõttu, vt eespool);

d) süntees oleum– veevaba H 2 SO 4, diväävelhappe H 2 S 2 O 7 ja liigse SO 3 segu. Lahustunud SO 3 garanteerib oleumi anhüdrisuse (vee sisenemisel tekib koheselt H 2 SO 4), mis võimaldab seda terasmahutites ohutult transportida.

Naatriumsulfaat Na2SO4. Oksosool. Valge, hügroskoopne. Sulab ja keeb lagunemata. Moodustab kristalse hüdraadi (mineraal imelik), kergesti kaotav vesi; tehniline nimi Glauberi sool. See on vees hästi lahustuv ja ei hüdrolüüsi. Reageerib koos H 2 SO 4 (konts.), SO 3 . Seda redutseerivad kuumutamisel vesinik ja koks. Osaleb ioonivahetusreaktsioonides.

Seda kasutatakse klaasi-, tselluloosi- ja mineraalvärvide tootmisel, ravimina. Sisaldub soolajärvede soolvees, eelkõige Kaspia mere Kara-Bogaz-Goli lahes.

Kõige olulisemate reaktsioonide võrrandid:

Kaaliumvesiniksulfaat KHSO 4. Happeline oksosool. Valge, hügroskoopne, kuid ei moodusta kristalseid hüdraate. Kuumutamisel see sulab ja laguneb. See lahustub vees hästi; anioon dissotsieerub lahuses; lahuse keskkond on tugevalt happeline. Leeliste poolt neutraliseeritud.

Seda kasutatakse metallurgia räbusti komponendina, mineraalväetiste lahutamatu osana.

Kõige olulisemate reaktsioonide võrrandid:

2KHSO 4 = K 2 SO 4 + H 2 SO 4 (kuni 240 ° C)

2KHSO 4 = K 2 S 2 O 7 + H 2 O (320–340 °C)

KHSO 4 (lahjendatud) + KOH (konts.) = 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)

Kviitung: kaaliumsulfaadi töötlemine kontsentreeritud (üle 60%) väävelhappega külmas:

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

Kaltsiumsulfaat CaSO 4. Oksosool. Valge, väga hügroskoopne, tulekindel, kuumutamisel laguneb. Looduslik CaSO 4 esineb väga levinud mineraalina kips CaSO 4 2H 2 O. Temperatuuril 130 °C kaotab kips osa veest ja muutub põletatud (krohv) kips 2CaSO 4H 2O (tehniline nimetus alabaster). Mineraalile vastab täielikult veetustatud (200 °C) kips anhüdriit CaSO4. Vees vähelahustuv (20 °C juures 0,206 g/100 g H 2 O), lahustuvus kuumutamisel väheneb. Reageerib H2SO4-ga (konts.). Taastatakse sulatamise käigus koksiga. Määrab suurema osa magevee "püsivast" karedusest (üksikasju vt 9.2).

Olulisemate reaktsioonide võrrandid: 100–128 °C

Seda kasutatakse toorainena SO 2, H 2 SO 4 ja (NH 4) 2 SO 4 tootmisel, räbustina metallurgias ja paberi täiteainena. Põletatud kipsist valmistatud sideainemört "kivistub" kiiremini kui Ca(OH) 2 baasil valmistatud segu. Kõvenemise tagab vee sidumine, kipsi moodustumine kivimassi kujul. Põletatud kipsist valmistatakse kipsvalandeid, arhitektuurseid ja dekoratiivseid vorme ja tooteid, vaheseinaplaate ja -paneele ning kivipõrandaid.

Alumiinium-kaaliumsulfaat KAl(SO 4) 2. Kahekordne oksosool. Valge, hügroskoopne. Tugevalt kuumutamisel laguneb. Moodustab kristalse hüdraadi - kaalium maarjas. Vees mõõdukalt lahustuv, hüdrolüüsib alumiiniumkatiooniga. Reageerib leeliste, ammoniaakhüdraadiga.

Seda kasutatakse peitsina kangaste värvimisel, naha parkainena, koagulandina magevee puhastamiseks, paberi liimimise kompositsioonide komponendina ning välise hemostaatilise vahendina meditsiinis ja kosmetoloogias. See moodustub alumiiniumi ja kaaliumsulfaatide ühisel kristalliseerumisel.

Kõige olulisemate reaktsioonide võrrandid:

Kroom(III)sulfaat – kaalium KCr(SO 4) 2. Kahekordne oksosool. Punane (hüdraat tumelilla, tehniline nimetus kroom-kaaliummaarjas). Kuumutamisel laguneb see sulamata. See lahustub vees hästi (lahuse hallikassinine värvus vastab vesikompleksile 3+), hüdrolüüsub kroom(III) katioonil. Reageerib leeliste, ammoniaakhüdraadiga. Nõrk oksüdeeriv ja redutseeriv aine. Osaleb ioonivahetusreaktsioonides.

Kvalitatiivsed reaktsioonid Cr 3+ ioonil – redutseerimine Cr 2+-ks või oksüdatsioon kollaseks CrO 4 2-.

Seda kasutatakse naha parkimisainena, peitsina kangaste värvimisel ja reagendina fotograafias. See moodustub kroom(III) ja kaaliumsulfaatide ühisel kristalliseerumisel. Kõige olulisemate reaktsioonide võrrandid:

Mangaan(II)sulfaat MnS04. Oksosool. Valge, sulab ja laguneb kuumutamisel. Kristalne hüdraat MnSO 4 5H 2 O – punakasroosa, tehniline nimetus mangaansulfaat. Lahustub vees hästi, lahuse heleroosa (peaaegu värvitu) värvus vastab akvakompleksile 2+; hüdrolüüsub katioonis. Reageerib leeliste, ammoniaakhüdraadiga. Nõrk redutseerija, reageerib tüüpiliste (tugevate) oksüdeerijatega.

Kvalitatiivsed reaktsioonid Mn 2+ ioonil – kommutatsioon MnO 4 iooniga ja viimase violetse värvuse kadumine, Mn 2+ oksüdeerumine MnO 4-ks ja violetse värvuse tekkimine.

Seda kasutatakse Mn, MnO 2 ja teiste mangaaniühendite tootmiseks, mikroväetisena ja analüütilise reagendina.

Kõige olulisemate reaktsioonide võrrandid:

Kviitung:

2MnO2 + 2H2SO4 (konts.) = 2 MnSO4+ O 2 + 2H 2 O (100 °C)

Raud(II)sulfaat FeSO4. Oksosool. Valge (heleroheline hüdraat, tehniline nimetus tindikivi), hügroskoopne. Kuumutamisel laguneb. See on vees hästi lahustuv ja katioon hüdrolüüsib veidi. Lahuses oksüdeerub õhuhapnik kiiresti (lahus muutub kollaseks ja häguseks). Reageerib oksüdeerivate hapete, leeliste ja ammoniaakhüdraadiga. Tüüpiline reduktor.

Seda kasutatakse mineraalvärvide komponendina, elektrolüütidena galvaniseerimisel, puidukaitsevahendina, fungitsiidina ja aneemiavastase ravimina. Laboris võetakse seda sageli topeltsoolana Fe(NH 4) 2 (SO 4) 2 6H 2 O ( Mohri sool),õhukindlam.

Kõige olulisemate reaktsioonide võrrandid:

Kviitung:

Fe + H2SO4 (lahjendatud) = FeSO4+H2

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

7.4. Mittemetallid VA-rühm

Lämmastik. Ammoniaak

Lämmastik– perioodilise süsteemi 2. perioodi ja VA rühma element, järjekorranumber 7. Aatomi elektrooniline valem [ 2 He]2s 2 2p 3, iseloomulikud oksüdatsiooniastmed 0, –III, +III ja +V, harvem +II , +IV jne; N v olekut peetakse suhteliselt stabiilseks.

Lämmastiku oksüdatsiooniastmete skaala:

Lämmastiku elektronegatiivsus on kõrge (3,07), F ja O järel kolmas. Sellel on tüüpilised mittemetallilised (happelised) omadused. Moodustab erinevaid hapnikku sisaldavaid happeid, sooli ja binaarseid ühendeid, samuti ammooniumkatiooni NH 4 + ja selle sooli.

Looduses - seitsmeteistkümnes keemilise arvukuse elemendi järgi (mittemetallide seas üheksas). Kõigi organismide jaoks elutähtis element.

Lämmastik N 2. Lihtne aine. See koosneb mittepolaarsetest molekulidest, millel on väga stabiilne σππ-side N ≡ N, see seletab lämmastiku keemilist inertsust tavatingimustes. Värvitu, maitsetu ja lõhnatu gaas, mis kondenseerub värvituks vedelikuks (erinevalt O2-st).

Õhu põhikomponent: 78,09% mahust, 75,52% massist. Lämmastik keeb vedelast õhust eemale enne hapnikku O2. Vees vähelahustuv (15,4 ml/1 l H 2 O temperatuuril 20 °C), lämmastiku lahustuvus on väiksem kui hapnikul.

Toatemperatuuril reageerib N2 ainult liitiumiga (niiskes atmosfääris), moodustades liitiumnitriidi Li3N; teiste elementide nitriide sünteesitakse tugeva kuumutamisega:

N2 + 3Mg = Mg3N2 (800 °C)

Elektrilahenduses reageerib N2 fluori ja väga vähesel määral hapnikuga:

Pöörduv reaktsioon ammoniaagi tootmiseks toimub temperatuuril 500 °C, rõhu all kuni 350 atm ja alati katalüsaatori (Fe/F 2 O 3 /FeO, laboris Pt) juuresolekul:

Le Chatelier’ põhimõtte kohaselt peaks ammoniaagi saagis suurenema rõhu tõustes ja temperatuuri langedes. Reaktsioonikiirus madalatel temperatuuridel on aga väga madal, seetõttu viiakse protsess läbi temperatuuril 450–500 °C, saavutades 15% ammoniaagi saagise. Reageerimata N2 ja H2 suunatakse tagasi reaktorisse ja suurendavad seeläbi reaktsiooniastet.

Lämmastik on hapete ja leeliste suhtes keemiliselt passiivne ega toeta põlemist.

Kviitung V tööstusele– vedela õhu fraktsionaalne destilleerimine või hapniku eemaldamine õhust keemiliste vahenditega, näiteks reaktsiooniga 2C (koks) + O 2 = 2CO kuumutamisel. Nendel juhtudel saadakse lämmastik, mis sisaldab ka väärisgaaside (peamiselt argooni) lisandeid.

IN laborid Väikeses koguses keemiliselt puhast lämmastikku võib saada kommutatsioonireaktsioonil mõõduka kuumutamisega:

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)

Seda kasutatakse ammoniaagi, lämmastikhappe ja muude lämmastikku sisaldavate toodete sünteesiks, inertse keskkonnana keemilistes ja metallurgilistes protsessides ning tuleohtlike ainete ladustamiseks.

Ammoniaak NH3. Binaarne ühend, lämmastiku oksüdatsiooniaste on – III. Terava iseloomuliku lõhnaga värvitu gaas. Molekulil on mittetäieliku tetraeedri struktuur [: N(H) 3)] (sp 3 -hübridisatsioon). Elektronide doonorpaari olemasolu lämmastiku sp 3 -hübriidorbitaalil NH 3 molekulis määrab iseloomuliku vesiniku katiooni lisamise reaktsiooni, mille tulemusena moodustub katioon. ammoonium NH4+. See vedeldub toatemperatuuril ülerõhu all. Vedelas olekus on see seotud vesiniksidemete kaudu. Termiliselt ebastabiilne. Vees hästi lahustuv (rohkem kui 700 l/1 l H 2 O temperatuuril 20 °C); osakaal küllastunud lahuses on = 34 massiprotsenti ja = 99 mahuprotsenti, pH = 11,8.

Väga reaktiivne, kalduvus liitumisreaktsioonidele. Cr reageerib hapnikus, reageerib hapetega. Sellel on redutseerivad (N-III tõttu) ja oksüdeerivad (HI tõttu) omadused. Seda kuivatatakse ainult kaltsiumoksiidiga.

Kvalitatiivsed reaktsioonid– gaasilise HCl-ga kokkupuutel valge “suitsu” tekkimine, Hg 2 (NO 3) 2 lahusega niisutatud paberitüki mustaks muutumine.

Vahesaadus HNO 3 ja ammooniumisoolade sünteesil. Kasutatakse sooda, lämmastikväetiste, värvainete, lõhkeainete tootmisel; vedel ammoniaak on külmutusagens. Mürgine.

Kõige olulisemate reaktsioonide võrrandid:

Kviitung: V laborid– ammoniaagi väljatõrjumine ammooniumisooladest naatriumlubjaga (NaOH + CaO) kuumutamisel:

või ammoniaagi vesilahuse keetmine ja seejärel gaasi kuivatamine.

IN tööstusele ammoniaak sünteesitakse lämmastikust (vt) vesinikuga. Tööstuses toodetud kas veeldatud kujul või tehnilise nimetuse all kontsentreeritud vesilahusena ammoniaagi vesi.

Ammoniaakhüdraat NH3H2O. Molekulidevaheline ühendus. Valge, kristallvõres - molekulid NH 3 ja H 2 O, mis on ühendatud nõrga vesiniksidemega H 3 N ... HON. Esineb nõrga aluse ammoniaagi vesilahuses (dissotsiatsiooniproduktid - NH 4 - katioon ja OH - anioon). Ammooniumkatioonil on korrapärane tetraeedriline struktuur (sp 3 hübridisatsioon). Termiliselt ebastabiilne, lahuse keetmisel laguneb täielikult. Neutraliseeritakse tugevate hapetega. Näitab taandavaid omadusi (N III tõttu) kontsentreeritud lahuses. Osaleb ioonivahetus- ja kompleksi moodustamise reaktsioonides.

Kvalitatiivne reaktsioon– gaasilise HCl-ga kokkupuutel valge suitsu tekkimine.

Seda kasutatakse lahuses kergelt leeliselise keskkonna loomiseks amfoteersete hüdroksiidide sadestamisel.

1M ammoniaagilahus sisaldab peamiselt NH 3 H 2 O hüdraati ja ainult 0,4% NH 4 + ja OH - ioone (hüdraadi dissotsiatsiooni tõttu); Seega ioonset "ammooniumhüdroksiidi NH 4 OH" lahus praktiliselt ei sisalda ja tahkes hüdraadis sellist ühendit ei ole. Kõige olulisemate reaktsioonide võrrandid:

NH 3 H 2 O (konts.) = NH 3 + H 2 O (keeb koos NaOH-ga)

NH 3 H 2 O + HCl (lahjendatud) = NH 4 Cl + H 2 O

3(NH 3 H 2 O) (konts.) + CrCl 3 = Cr(OH) 3 ↓ + 3NH 4 Cl

8 (NH 3 H 2 O) (konts.) + ZBr 2 (p) = N 2 + 6NH 4 Br + 8H 2 O (40–50 °C)

2(NH3H2O) (konts.) + 2KMnO4 = N2 + 2MnO2↓ + 4H2O + 2KOH

4(NH3H20) (konts.)+ Ag2O= 2OH + 3H2O

4 (NH 3 H 2 O) (konts.) + Cu(OH) 2 + (OH) 2 + 4H 2 O

6 (NH 3 H 2 O) (konts.) + NiCl 2 = Cl 2 + 6H 2 O

Sageli nimetatakse lahjendatud ammoniaagilahust (3–10%) ammoniaak(nime mõtlesid välja alkeemikud) ja kontsentreeritud lahus (18,5–25%) - ammoniaagi vesi(tootnud tööstus).

Seotud Informatsioon.