Zwaveloxide (zwaveldioxide, zwaveldioxide, zwaveldioxide) is een kleurloos gas dat onder normale omstandigheden een scherpe karakteristieke geur heeft (vergelijkbaar met de geur van een brandende lucifer). Het wordt vloeibaar onder druk bij kamertemperatuur. Zwaveldioxide is oplosbaar in water en er wordt onstabiel zwavelzuur gevormd. Deze stof is ook oplosbaar in zwavelzuur en ethanol. Dit is een van de belangrijkste componenten waaruit vulkanische gassen bestaan.

1. Zwaveldioxide lost op in water, waardoor zwavelzuur ontstaat. Onder normale omstandigheden is deze reactie omkeerbaar.

SO2 (zwaveldioxide) + H2O (water) = H2SO3 (zwavelzuur).

2. Bij alkaliën vormt zwaveldioxide sulfieten. Bijvoorbeeld: 2NaOH (natriumhydroxide) + SO2 (zwaveldioxide) = Na2SO3 (natriumsulfiet) + H2O (water).

3. De chemische activiteit van zwaveldioxide is vrij hoog. De reducerende eigenschappen van zwaveldioxide zijn het meest uitgesproken. Bij dergelijke reacties neemt de oxidatietoestand van zwavel toe. Bijvoorbeeld: 1) SO2 (zwaveldioxide) + Br2 (broom) + 2H2O (water) = H2SO4 (zwavelzuur) + 2HBr (waterstofbromide); 2) 2SO2 (zwaveldioxide) + O2 (zuurstof) = 2SO3 (sulfiet); 3) 5SO2 (zwaveldioxide) + 2KMnO4 (kaliumpermanganaat) + 2H2O (water) = 2H2SO4 (zwavelzuur) + 2MnSO4 (mangaansulfaat) + K2SO4 (kaliumsulfaat).

De laatste reactie is een voorbeeld van een kwalitatieve reactie op SO2 en SO3. De oplossing wordt paars van kleur.)

4. In aanwezigheid van sterke reductiemiddelen kan zwaveldioxide oxiderende eigenschappen vertonen. Om bijvoorbeeld zwavel uit uitlaatgassen in de metallurgische industrie te halen, gebruiken ze de reductie van zwaveldioxide met koolmonoxide (CO): SO2 (zwaveldioxide) + 2CO (koolmonoxide) = 2CO2 + S (zwavel).

Ook worden de oxiderende eigenschappen van deze stof gebruikt om fosforzuur te verkrijgen: PH3 (fosfine) + SO2 (zwaveldioxide) = H3PO2 (fosforzuur) + S (zwavel).

Waar wordt zwaveldioxide gebruikt?

Zwaveldioxide wordt voornamelijk gebruikt om zwavelzuur te produceren. Het wordt ook gebruikt bij de productie van dranken met een laag alcoholgehalte (wijn en andere dranken uit het middensegment). Vanwege de eigenschap van dit gas om verschillende micro-organismen te doden, wordt het gebruikt om magazijnen en groentewinkels te ontsmetten. Bovendien wordt zwaveloxide gebruikt om wol, zijde en stro te bleken (materialen die niet met chloor kunnen worden gebleekt). In laboratoria wordt zwaveldioxide gebruikt als oplosmiddel en om verschillende zouten van zwaveldioxide te verkrijgen.

Fysiologische effecten

Zwaveldioxide heeft sterke toxische eigenschappen. Symptomen van vergiftiging zijn hoesten, loopneus, heesheid, een vreemde smaak in de mond en ernstige keelpijn. Wanneer zwaveldioxide in hoge concentraties wordt ingeademd, kunnen slik- en verstikkingsproblemen, spraakstoornissen, misselijkheid en braken optreden en kan acuut longoedeem ontstaan.

MPC van zwaveldioxide:
- binnenshuis - 10 mg/m³;
- gemiddelde dagelijkse maximale eenmalige blootstelling aan atmosferische lucht - 0,05 mg/m³.

De gevoeligheid voor zwaveldioxide varieert tussen individuen, planten en dieren. Van de bomen zijn bijvoorbeeld eiken en berken het meest resistent, en sparren en dennen het minst resistent.

DEFINITIE

Waterstofsulfide is een kleurloos gas met een karakteristieke geur van rottend eiwit.

Het is iets zwaarder dan lucht, wordt vloeibaar bij een temperatuur van -60,3 o C en stolt bij -85,6 o C. In de lucht brandt waterstofsulfide met een blauwachtige vlam, waarbij zwaveldioxide en water worden gevormd:

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

Als je een koud voorwerp, zoals een porseleinen kopje, in de waterstofsulfidevlam steekt, daalt de temperatuur van de vlam aanzienlijk en oxideert het waterstofsulfide alleen tot vrije zwavel, die zich in de vorm van een gele coating op de beker afzet:

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

Waterstofsulfide is licht ontvlambaar; het mengsel met lucht explodeert. Waterstofsulfide is zeer giftig. Langdurige inademing van lucht die dit gas bevat, zelfs in kleine hoeveelheden, veroorzaakt ernstige vergiftiging.

Bij 20 o C lost één volume water 2,5 volumes waterstofsulfide op. Een oplossing van waterstofsulfide in water wordt waterstofsulfidewater genoemd. Als je in de lucht staat, vooral in het licht, wordt waterstofsulfidewater al snel troebel door de vrijkomende zwavel. Dit gebeurt als gevolg van de oxidatie van waterstofsulfide door zuurstof uit de lucht.

Productie van waterstofsulfide

Bij hoge temperaturen reageert zwavel met waterstof en vormt waterstofsulfidegas.

In de praktijk wordt waterstofsulfide meestal geproduceerd door de werking van verdunde zuren op zwavelmetalen, bijvoorbeeld ijzersulfide:

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

Zuiverder waterstofsulfide kan worden verkregen door hydrolyse van CaS, BaS of A1 2 S 3. Het zuiverste gas wordt verkregen door de directe reactie van waterstof en zwavel bij 600 °C.

Chemische eigenschappen van waterstofsulfide

Een oplossing van waterstofsulfide in water heeft de eigenschappen van een zuur. Waterstofsulfide is een zwak dibasisch zuur. Het dissocieert stap voor stap en voornamelijk volgens de eerste stap:

H 2 S↔H + + HS - (K 1 = 6 × 10 -8).

Dissociatie in de tweede fase

HS - ↔H + + S 2- (K 2 = 10 -14)

komt in verwaarloosbare mate voor.

Waterstofsulfide is een sterk reductiemiddel. Bij blootstelling aan sterke oxidatiemiddelen wordt het geoxideerd tot zwaveldioxide of zwavelzuur; de diepte van de oxidatie hangt af van de omstandigheden: temperatuur, pH van de oplossing, concentratie van het oxidatiemiddel. De reactie met chloor verloopt bijvoorbeeld meestal onder vorming van zwavelzuur:

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

Mediumzouten van waterstofsulfide worden sulfiden genoemd.

Toepassing van waterstofsulfide

Het gebruik van waterstofsulfide is vrij beperkt, wat voornamelijk te wijten is aan de hoge toxiciteit ervan. Het heeft in de laboratoriumpraktijk toepassing gevonden als neerslagmiddel voor zware metalen. Waterstofsulfide dient als grondstof voor de productie van zwavelzuur, zwavel in elementaire vorm en sulfiden

Voorbeelden van probleemoplossing

VOORBEELD 1

Oefening	Bepaal hoeveel keer zwaarder dan lucht waterstofsulfide H 2 S is.
Oplossing	De verhouding van de massa van een bepaald gas tot de massa van een ander gas in hetzelfde volume, bij dezelfde temperatuur en dezelfde druk wordt de relatieve dichtheid van het eerste gas tot het tweede genoemd. Deze waarde geeft aan hoe vaak het eerste gas zwaarder of lichter is dan het tweede gas. Er wordt aangenomen dat het relatieve molecuulgewicht van lucht 29 is (rekening houdend met het gehalte aan stikstof, zuurstof en andere gassen in de lucht). Opgemerkt moet worden dat het concept van "relatieve moleculaire massa van lucht" voorwaardelijk wordt gebruikt, aangezien lucht een mengsel van gassen is. D lucht (H 2 S) = M r (H 2 S) / M r (lucht); D lucht (H 2 S) = 34 / 29 = 1,17. M r (H 2 S) = 2 × EEN r (H) + EEN r (S) = 2 × 1 + 32 = 2 + 32 = 34.
Antwoord	Waterstofsulfide H 2 S is 1,17 keer zwaarder dan lucht.

VOORBEELD 2

Oefening	Zoek de waterstofdichtheid van een mengsel van gassen waarin de volumefractie zuurstof 20% is, waterstof 40% en de rest waterstofsulfide H 2 S.
Oplossing	De volumefracties van gassen zullen samenvallen met de molaire fracties, d.w.z. bij fracties van hoeveelheden stoffen is dit een gevolg van de wet van Avogadro. Laten we het voorwaardelijke molecuulgewicht van het mengsel vinden: M r voorwaardelijk (mengsel) = φ (O 2) × M r (O 2) + φ (H 2) × M r (H 2) + φ (H 2 S) × M r (H 2 S);

- (waterstofsulfide) H2S, een kleurloos gas met de geur van rotte eieren; smeltpunt?85,54.C, kookpunt?60,35.C; bij 0,C wordt het vloeibaar onder een druk van 1 MPa. Reductiemiddel. Een bijproduct tijdens de raffinage van aardolieproducten, het vercooksen van steenkool, enz.; gevormd tijdens ontbinding... ... Groot encyclopedisch woordenboek

WATERSTOF Sulfide- (H2S), een kleurloos, giftig gas met de geur van rotte eieren. Gevormd tijdens vervalprocessen, aangetroffen in ruwe olie. Verkregen door de werking van zwavelzuur op metaalsulfiden. Gebruikt in traditionele KWALITATIEVE ANALYSE. Eigenschappen: temperatuur... ... Wetenschappelijk en technisch encyclopedisch woordenboek

WATERSTOF Sulfide- WATERSTOF Sulfide, waterstofsulfide, vele andere. geen man (chem.). Een gas dat wordt geproduceerd door het rotten van eiwitsubstanties en dat de geur van rotte eieren afgeeft. Het verklarende woordenboek van Ushakov. D.N. Oesjakov. 1935 1940 … Ushakovs verklarend woordenboek

WATERSTOF Sulfide- WATERSTOFSULFIDE, man. Een kleurloos gas met een scherpe, onaangename geur, gevormd tijdens de afbraak van eiwitstoffen. | bijvoeglijk naamwoord waterstofsulfide, oh, oh. Ozhegovs verklarende woordenboek. SI. Ozhegov, N.Yu. Sjvedova. 1949 1992 … Ozhegovs verklarend woordenboek

waterstofsulfide- zelfstandig naamwoord, aantal synoniemen: 1 gas (55) ASIS Woordenboek van synoniemen. V.N. Trisjin. 2013… Synoniem woordenboek

WATERSTOF Sulfide- kleurloos giftig gas H2S met een onaangename specifieke geur. Het heeft lichtzure eigenschappen. 1 liter C. bij t 0 °C en een druk van 760 mm is 1,539 g. Het wordt aangetroffen in oliën, natuurlijk water en gassen van biochemische oorsprong, zoals... ... Geologische encyclopedie

WATERSTOF Sulfide- WATERSTOFsulfide, H2S (molecuulgewicht 34,07), een kleurloos gas met een karakteristieke geur van rotte eieren. Een liter gas weegt onder normale omstandigheden (0°, 760 mm) 1,5392 g, kooktemperatuur 62°, smeltpunt 83°; S. maakt deel uit van de gasuitstoot... ... Grote medische encyclopedie

waterstofsulfide- - Onderwerpen van biotechnologie EN waterstofsulfide ... Handleiding voor technische vertalers

waterstofsulfide- WATERSTOFSULFIDE, a, m Een kleurloos gas met een scherpe, onaangename geur, gevormd tijdens de ontleding van eiwitsubstanties en dat een zwavelverbinding met waterstof vertegenwoordigt. Waterstofsulfide wordt aangetroffen in sommige mineraalwaters en medicinale modders en wordt gebruikt... ... Verklarend woordenboek van Russische zelfstandige naamwoorden

Boeken

• Hoe te stoppen met roken! (DVD), Pelinsky Igor, "Er is niets eenvoudiger dan stoppen met roken - ik ben al dertig keer gestopt" (Mark Twain). Waarom beginnen mensen met roken? Om te ontspannen, afgeleid te worden, je gedachten te ordenen, stress kwijt te raken of... Categorie: Psychologie. Bedrijf Serie: Het pad naar gezondheid en perfectie Uitgever: Sova-Film, Koop voor 275 RUR
• Vestimentiferans zijn ongewervelde darmdieren van de diepzee, V.V. Malakhov, De monografie is gewijd aan een nieuwe groep gigantische (tot 2,5 m) diepzeedieren die leven in gebieden met diepzeehydrothermische activiteit en koude koolwaterstofsijpels. Meest… Categorie: Geneeskunde Uitgever: Partnerschap van Wetenschappelijke Publicaties KMK, Koop voor 176 RUR eBoek(fb2, fb3, epub, mobi, pdf, html, pdb, lit, doc, rtf, txt)

O.S.ZAYTSEV

CHEMIE BOEK

VOOR LERAREN VAN DE SECUNDAIRE SCHOOL,
STUDENTEN VAN PEDAGOGISCHE UNIVERSITEITEN EN SCHOOLKINDEREN VAN 9-10 GRADES,
DIE BESLIST ZICH TE ZICH TE WIJDEN AAN CHEMIE EN NATUURWETENSCHAP

SCHOOLBOEK TAAK LABORATORIUM PRAKTISCHE WETENSCHAPPELIJKE VERHALEN OM TE LEZEN

Voortzetting. Zie 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. Redox-reacties

LABORATORIUMONDERZOEK
(voortzetting)

2. Ozon is een oxidatiemiddel.

Ozon is de belangrijkste stof voor de natuur en de mens.

Ozon creëert een ozonosfeer rond de aarde op een hoogte van 10 tot 50 km met een maximaal ozongehalte op een hoogte van 20 tot 25 km. Omdat ozon zich in de bovenste lagen van de atmosfeer bevindt, kan de meeste ultraviolette straling van de zon, die een schadelijk effect heeft op mensen, dieren en planten, het aardoppervlak niet bereiken. De afgelopen jaren zijn er gebieden in de ozonosfeer ontdekt met een sterk verminderd ozongehalte, de zogenaamde ozongaten. Het is niet bekend of er al eerder ozongaten zijn gevormd. De redenen voor hun optreden zijn ook onduidelijk. Er wordt aangenomen dat chloorhoudende freonen uit koelkasten en parfumblikjes onder invloed van ultraviolette straling van de zon chlooratomen vrijgeven, die reageren met ozon en daardoor de concentratie ervan in de bovenste lagen van de atmosfeer verminderen. Wetenschappers maken zich grote zorgen over het gevaar van gaten in de ozonlaag in de atmosfeer.
In de onderste lagen van de atmosfeer wordt ozon gevormd als gevolg van een reeks opeenvolgende reacties tussen zuurstof en stikstofoxiden uit de lucht, uitgestoten door slecht afgestelde automotoren, en ontladingen door hoogspanningsleidingen. Ozon is zeer schadelijk voor de ademhaling: het vernietigt het weefsel van de bronchiën en de longen. Ozon is uiterst giftig (krachtiger dan koolmonoxide). De maximaal toegestane concentratie in de lucht bedraagt ​​10–5%.
Ozon in de bovenste en onderste lagen van de atmosfeer heeft dus tegengestelde effecten op mensen en dierenwereld.
Ozon wordt samen met chloor gebruikt om water te behandelen om organische onzuiverheden af ​​te breken en bacteriën te doden. Zowel de chlorering als de ozonisering van water hebben echter hun voor- en nadelen. Wanneer water wordt gechloreerd, worden bacteriën bijna volledig vernietigd, maar er worden organische stoffen gevormd van kankerverwekkende aard die schadelijk zijn voor de gezondheid (de ontwikkeling van kanker bevorderen) - dioxines en soortgelijke verbindingen. Wanneer water wordt geozoniseerd, worden dergelijke stoffen niet gevormd, maar ozon doodt niet alle bacteriën, en na enige tijd vermenigvuldigen de resterende levende bacteriën zich overvloedig, waarbij ze de overblijfselen van gedode bacteriën absorberen, en het water raakt nog meer vervuild met bacteriële flora. Daarom kan ozonisatie van drinkwater het beste worden toegepast als het snel wordt gebruikt. Ozonisatie van water in zwembaden is zeer effectief wanneer het water continu door de ozonisator circuleert. Ozon wordt ook gebruikt voor luchtzuivering. Het is een van de milieuvriendelijke oxidatiemiddelen die bij de ontbinding geen schadelijke producten achterlaten.
Ozon oxideert bijna alle metalen, behalve metalen uit de goud- en platinagroep.

Chemische methoden voor de productie van ozon zijn niet effectief of te gevaarlijk. Daarom adviseren wij u om ozon vermengd met lucht te verkrijgen in een ozonisator (het effect van een zwakke elektrische ontlading op zuurstof) die verkrijgbaar is in het natuurkundelaboratorium van de school.

Ozon wordt meestal verkregen door in te werken op gasvormige zuurstof met een stille elektrische ontlading (zonder gloed of vonken), die optreedt tussen de wanden van de interne en externe vaten van de ozonisator. De eenvoudigste ozonisator kan eenvoudig worden gemaakt van glazen buizen met stoppen. Hoe u dit moet doen, begrijpt u uit Fig. 8.4. De binnenelektrode is een metalen staaf (lange spijker), de buitenelektrode is een draadspiraal. Lucht kan worden uitgeblazen met een aquariumluchtpomp of een rubberen bol uit een spuitfles. In afb. 8.4 De binnenelektrode bevindt zich in een glazen buis ( Waarom denk je dat?), maar u kunt ook zonder een ozonisator monteren. Rubberen pluggen worden snel aangetast door ozon.

Het is handig om hoge spanning te verkrijgen van de inductiespoel van het ontstekingssysteem van de auto door de verbinding met een laagspanningsbron (accu of 12 V-gelijkrichter) voortdurend te openen.
De ozonopbrengst bedraagt ​​enkele procenten.

Ozon kan kwalitatief worden gedetecteerd met behulp van een zetmeeloplossing van kaliumjodide. In deze oplossing kan een strook filtreerpapier worden gedrenkt, of de oplossing kan worden toegevoegd aan geozoniseerd water, en lucht met ozon kan in een reageerbuis door de oplossing worden geleid. Zuurstof reageert niet met jodide-ionen.
Reactievergelijking:

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

Schrijf de vergelijkingen voor de reacties van elektronenversterking en -verlies.
Breng een strook filtreerpapier, bevochtigd met deze oplossing, naar de ozonisator. (Waarom zou een kaliumjodide-oplossing zetmeel bevatten?) Waterstofperoxide interfereert met deze methode met de bepaling van ozon. (Waarom?).
Bereken de EMF van de reactie met behulp van de elektrodepotentialen:

3. Verminderende eigenschappen van waterstofsulfide en sulfide-ionen.

Waterstofsulfide is een kleurloos gas met de geur van rotte eieren (sommige eiwitten bevatten zwavel).
Om experimenten met waterstofsulfide uit te voeren, kunt u gasvormig waterstofsulfide gebruiken, het door een oplossing leiden met de stof die wordt onderzocht, of vooraf bereid waterstofsulfidewater toevoegen aan de onderzochte oplossingen (dit is handiger). Veel reacties kunnen worden uitgevoerd met een oplossing van natriumsulfide (reacties met het sulfide-ion S 2–).
Werk alleen met waterstofsulfide onder tocht! Mengsels van waterstofsulfide met lucht branden explosief.

Waterstofsulfide wordt gewoonlijk geproduceerd in een Kipp-apparaat door 25% zwavelzuur (1:4 verdund) of 20% zoutzuur (1:1 verdund) te laten reageren met ijzersulfide in de vorm van stukjes van 1 à 2 cm groot.

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

Kleine hoeveelheden waterstofsulfide kunnen worden verkregen door kristallijn natriumsulfide in een afgesloten kolf te plaatsen, waardoor een druppeltrechter met een kraan en een uitlaatbuis wordt geleid. Giet langzaam 5-10% zoutzuur uit de trechter (waarom geen zwavel?) wordt de kolf voortdurend geschud om lokale ophoping van niet-gereageerd zuur te voorkomen. Als dit niet gebeurt, kan het onverwacht mengen van componenten leiden tot een heftige reactie, het uitstoten van de stop en vernietiging van de fles.
Een uniforme stroom waterstofsulfide wordt verkregen door waterstofrijke organische verbindingen, zoals paraffine, te verwarmen met zwavel (1 deel paraffine op 1 deel zwavel, 300 ° C).
Om waterstofsulfidewater te verkrijgen, wordt waterstofsulfide door gedestilleerd (of gekookt) water geleid. Ongeveer drie volumes waterstofsulfidegas lossen op in één volume water. Wanneer je in de lucht staat, wordt waterstofsulfidewater geleidelijk troebel. (Waarom?).
Waterstofsulfide is een sterk reductiemiddel: het reduceert halogenen tot waterstofhalogeniden en zwavelzuur tot zwaveldioxide en zwavel.
Waterstofsulfide is giftig. De maximaal toegestane concentratie in de lucht bedraagt ​​0,01 mg/l. Zelfs bij lage concentraties irriteert waterstofsulfide de ogen en luchtwegen en veroorzaakt het hoofdpijn. Concentraties boven 0,5 mg/l zijn levensbedreigend. Bij hogere concentraties wordt het zenuwstelsel aangetast. Het inademen van waterstofsulfide kan hart- en ademhalingsstilstand veroorzaken. Soms hoopt waterstofsulfide zich op in grotten en rioolputten, en een persoon die daar vastzit, verliest onmiddellijk het bewustzijn en sterft.
Tegelijkertijd hebben waterstofsulfidebaden een genezende werking op het menselijk lichaam.

3a. Reactie van waterstofsulfide met waterstofperoxide.

Bestudeer het effect van waterstofperoxide-oplossing op waterstofsulfidewater of natriumsulfide-oplossing.
Stel op basis van de resultaten van de experimenten reactievergelijkingen op. Bereken de EMF van de reactie en trek een conclusie over de mogelijkheid van zijn passage.

3b. Reactie van waterstofsulfide met zwavelzuur.

Giet geconcentreerd zwavelzuur druppelsgewijs in een reageerbuis met 2-3 ml waterstofsulfidewater (of natriumsulfide-oplossing). (voorzichtig!) totdat er troebelheid optreedt. Wat is deze stof? Welke andere producten kunnen bij deze reactie worden geproduceerd?
Schrijf de reactievergelijkingen op. Bereken de EMF van de reactie met behulp van de elektrodepotentialen:

4. Zwaveldioxide en sulfietion.

Zwaveldioxide, zwaveldioxide, is de belangrijkste luchtverontreinigende stof die wordt uitgestoten door automotoren bij het gebruik van slecht gezuiverde benzine en door ovens waarin zwavelhoudende kolen, turf of stookolie worden verbrand. Elk jaar komen miljoenen tonnen zwaveldioxide in de atmosfeer terecht als gevolg van de verbranding van steenkool en olie.
Zwaveldioxide komt van nature voor in vulkanische gassen. Zwaveldioxide wordt door zuurstof uit de lucht geoxideerd tot zwaveltrioxide, dat, door water (damp) te absorberen, verandert in zwavelzuur. Vallende zure regen vernietigt cementdelen van gebouwen, architecturale monumenten en uit steen gehouwen sculpturen. Zure regen vertraagt ​​de groei van planten en leidt zelfs tot hun dood, en doodt levende organismen in waterlichamen. Dergelijke regens spoelen fosformeststoffen, die slecht oplosbaar zijn in water, uit bouwland weg, wat, wanneer het in waterlichamen terechtkomt, leidt tot een snelle proliferatie van algen en een snelle overstroming van vijvers en rivieren.
Zwaveldioxide is een kleurloos gas met een scherpe geur. Zwaveldioxide moet onder trek worden gewonnen en verwerkt.

Zwaveldioxide kan worden verkregen door 5-10 g natriumsulfiet in een kolf te doen die is afgesloten met een stop, voorzien van een afvoerbuisje en een druppeltrechter. Uit een druppeltrechter met 10 ml geconcentreerd zwavelzuur (uiterste voorzichtigheid!) giet het druppel voor druppel op de natriumsulfietkristallen. In plaats van kristallijn natriumsulfiet kunt u de verzadigde oplossing ervan gebruiken.
Zwaveldioxide kan ook worden geproduceerd door de reactie tussen kopermetaal en zwavelzuur. In een rondbodemkolf, voorzien van een stop met een gasafvoerbuis en een druppeltrechter, doe je koperspaanders of stukjes draad en giet je een beetje zwavelzuur uit de druppeltrechter (per 10 g wordt ongeveer 6 ml geconcentreerd zwavelzuur genomen). van koper). Om de reactie te starten, verwarmt u de kolf lichtjes. Voeg hierna druppel voor druppel het zuur toe. Schrijf de vergelijkingen voor het accepteren en verliezen van elektronen en de totale vergelijking.
De eigenschappen van zwaveldioxide kunnen worden bestudeerd door het gas door een reagensoplossing te leiden, of in de vorm van een waterige oplossing (zwavelzuur). Dezelfde resultaten worden verkregen bij gebruik van aangezuurde oplossingen van natriumsulfieten Na 2 SO 3 en kaliumsulfieten K 2 SO 3. Tot veertig volumes zwaveldioxide worden opgelost in één volume water (er wordt een oplossing van ~6% verkregen).
Zwaveldioxide is giftig. Bij milde vergiftiging begint een hoest, een loopneus, tranen verschijnen en duizeligheid begint. Het verhogen van de dosis leidt tot ademstilstand.

4a. Interactie van zwavelig zuur met waterstofperoxide.

Voorspel de reactieproducten van zwavelig zuur en waterstofperoxide. Test je aanname met ervaring.
Voeg dezelfde hoeveelheid 3% waterstofperoxide-oplossing toe aan 2-3 ml zwavelzuur. Hoe de vorming van de verwachte reactieproducten bewijzen?
Herhaal hetzelfde experiment met aangezuurde en alkalische oplossingen van natriumsulfiet.
Schrijf de reactievergelijkingen en bereken de emf van het proces.
Selecteer de elektrodepotentialen die u nodig heeft:

4b. Reactie tussen zwaveldioxide en waterstofsulfide.

Deze reactie vindt plaats tussen gasvormig SO 2 en H 2 S en dient om zwavel te produceren. De reactie is ook interessant omdat de twee luchtverontreinigende stoffen elkaar wederzijds vernietigen. Vindt deze reactie plaats tussen oplossingen van waterstofsulfide en zwaveldioxide? Beantwoord deze vraag met ervaring.
Selecteer elektrodepotentialen om te bepalen of er in oplossing een reactie kan optreden:

Probeer een thermodynamische berekening uit te voeren van de mogelijkheid van reacties. De thermodynamische eigenschappen van stoffen om de mogelijkheid van een reactie tussen gasvormige stoffen te bepalen zijn als volgt:

In welke toestand van stoffen – gasvormig of in oplossing – verdienen reacties de voorkeur?

Zwavel– element van de 3e periode en VIA-groep van het Periodiek Systeem, serienummer 16, verwijst naar chalcogenen. De elektronische formule van het atoom is [ 10 Ne]3s 2 3p 4, de karakteristieke oxidatietoestanden zijn 0, -II, +IV en +VI, de S VI-toestand wordt als stabiel beschouwd.

Schaal van zwaveloxidatietoestanden:

De elektronegativiteit van zwavel is 2,60 en wordt gekenmerkt door niet-metaalachtige eigenschappen. In waterstof- en zuurstofverbindingen wordt het aangetroffen in verschillende anionen en vormt het zuurstofhoudende zuren en hun zouten, binaire verbindingen.

In de natuur - vijftiende element door chemische overvloed (zevende onder niet-metalen). Het wordt gevonden in vrije (native) en gebonden vorm. Een essentieel element voor hogere organismen.

Zwavel S. Simpele substantie. Geel kristallijn (α-ruitvormig en β-monoklien,

bij 95,5 °C) of amorf (kunststof). Op de knooppunten van het kristalrooster bevinden zich S 8-moleculen (niet-vlakke ringen van het "kroon" -type), amorfe zwavel bestaat uit S n-ketens. Het is een laagsmeltende stof waarvan de viscositeit van de vloeistof een maximum bereikt bij 200 °C (afbraak van S 8-moleculen, verweven van S n-ketens). Het paar bevat moleculen S 8, S 6, S 4, S 2. Bij 1500 ° C verschijnt monoatomaire zwavel (in chemische vergelijkingen wordt voor de eenvoud alle zwavel weergegeven als S).

Zwavel is onoplosbaar in water en reageert er onder normale omstandigheden niet mee; het is zeer oplosbaar in koolstofdisulfide CS 2.

Zwavel, vooral zwavelpoeder, is zeer actief bij verhitting. Reageert als oxidatiemiddel met metalen en niet-metalen:

maar als reductiemiddel– met fluor, zuurstof en zuren (kokend):

Zwavel ondergaat dismutatie in alkalische oplossingen:

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

Bij hoge temperaturen (400 ° C) verdringt zwavel jodium uit waterstofjodide:

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

maar in oplossing gaat de reactie in de tegenovergestelde richting:

ik 2 + H 2 S (p) = 2 HI + S↓

Ontvangst: V industrie gesmolten uit natuurlijke afzettingen van natuurlijk zwavel (met behulp van waterdamp), dat vrijkomt tijdens de ontzwaveling van steenkoolvergassingsproducten.

Zwavel wordt gebruikt voor de synthese van koolstofdisulfide, zwavelzuur en zwavel(vat)kleurstoffen, bij de vulkanisatie van rubber, als middel om planten te beschermen tegen echte meeldauw en voor de behandeling van huidziekten.

Waterstofsulfide H 2 S. Anoxisch zuur. Een kleurloos gas met een verstikkende geur, zwaarder dan lucht. Het molecuul heeft de structuur van een dubbel onvolledige tetraëder [::S(H) 2 ]

(sp 3 -hybridisatie, valethoek H – S – H is verre van tetraëdrisch). Onstabiel bij verhitting boven 400 °C. Enigszins oplosbaar in water (2,6 l/1 l H 2 O bij 20 °C), verzadigde decimolaire oplossing (0,1 M, “waterstofsulfidewater”). Een zeer zwak zuur in oplossing dissocieert in de tweede fase vrijwel niet tot S 2‑ionen (de maximale concentratie van S 2‑ bedraagt ​​1 10 ‑ 13 mol/l). Bij blootstelling aan lucht wordt de oplossing troebel (de remmer is sucrose). Geneutraliseerd door alkaliën, maar niet volledig door ammoniakhydraat. Sterk reductiemiddel. Gaat ionenuitwisselingsreacties aan. Een sulfideringsmiddel precipiteert verschillend gekleurde sulfiden met een zeer lage oplosbaarheid uit de oplossing.

Kwalitatieve reacties– precipitatie van sulfiden, evenals onvolledige verbranding van H 2 S met de vorming van een gele zwavelafzetting op een koud voorwerp dat in de vlam wordt gebracht (porseleinen spatel). Een bijproduct van de raffinage van olie, aardgas en cokesovengas.

Het wordt gebruikt bij de productie van zwavel, anorganische en organische zwavelhoudende verbindingen als analytisch reagens. Extreem giftig. Vergelijkingen van de belangrijkste reacties:

Ontvangst: V industrie– directe synthese:

H 2 + S = H2S(150–200 °C)

of door zwavel te verwarmen met paraffine;

V laboratoria– verdringing van sulfiden met sterke zuren

FeS + 2НCl (geconc.) = FeCl 2 + H2S

of volledige hydrolyse van binaire verbindingen:

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

Natriumsulfide Na2S. Zuurstofvrij zout. Wit, zeer hygroscopisch. Smelt zonder ontleding, thermisch stabiel. Het is zeer oplosbaar in water, hydrolyseert bij het anion en creëert in oplossing een sterk alkalisch milieu. Bij blootstelling aan lucht wordt de oplossing troebel (colloïdale zwavel) en geel (polysulfidekleur). Typisch verloopstuk. Voegt zwavel toe. Gaat ionenuitwisselingsreacties aan.

Kwalitatieve reacties op het S 2‑ion – precipitatie van verschillend gekleurde metaalsulfiden, waarvan MnS, FeS, ZnS ontleden in HCl (verdund).

Het wordt gebruikt bij de productie van zwavelkleurstoffen en cellulose, voor het verwijderen van haar van huiden bij het looien van leer, als reagens in de analytische chemie.

Vergelijkingen van de belangrijkste reacties:

Na 2 S + 2НCl (verdund) = 2NaCl + H 2 S

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

Na 2 S + 4HNO 3 (conc.) = 2NO + S↓ + 2H 2 O + 2NaNO 3 (60 °C)

Na 2 S + H 2 S (verzadigd) = 2NaHS

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

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

S 2‑ + M 2+ = MnS (tel.)↓; FeS (zwart)↓; ZnS (wit)↓

S 2‑ + 2Ag + = Ag 2 S (zwart)↓

S 2‑ + M 2+ = СdS (geel)↓; PbS, CuS, HgS (zwart)↓

3S 2‑ + 2Bi 3+ = Bi 2 S 3 (cor. – zwart)↓

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

Ontvangst V industrie– calcineren van het mineraal mirabiliet Na 2 SO 4 10H 2 O in aanwezigheid van reductiemiddelen:

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

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

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

Aluminiumsulfide Al 2 S 3. Zuurstofvrij zout. White, de Al-S-binding is overwegend covalent. Smelt zonder ontleding onder overmatige druk N2, sublimeert gemakkelijk. Oxideert in de lucht bij verhitting. Het wordt volledig gehydrolyseerd door water en slaat niet neer uit de oplossing. Ontleedt met sterke zuren. Gebruikt als een vaste bron van zuiver waterstofsulfide. Vergelijkingen van de belangrijkste reacties:

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

Al 2 S 3 + 6HCl (verdund) = 2AlCl 3 + 3H 2 S

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

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

Ontvangst: interactie van aluminium met gesmolten zwavel in afwezigheid van zuurstof en vocht:

2Al + 3S = AL 2 S 3(150–200 °C)

IJzer (II) sulfide FeS. Zuurstofvrij zout. Zwartgrijs met een groene tint, vuurvast, ontleedt bij verhitting in een vacuüm. Als het nat is, is het gevoelig voor zuurstof uit de lucht. Onoplosbaar in water. Neerslagt niet wanneer oplossingen van ijzer(II)zouten verzadigd zijn met waterstofsulfide. Ontleedt met zuren. Het wordt gebruikt als grondstof bij de productie van gietijzer, een vaste bron van waterstofsulfide.

De ijzer(III)verbinding Fe 2 S 3 is niet bekend (niet verkregen).

Vergelijkingen van de belangrijkste reacties:

Ontvangst:

Fe + S = FeS(600 °C)

Fe 2 O 3 + H 2 + 2H 2 S = 9 FeS+ 3H 2 O (700‑1000 °C)

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

IJzerdisulfide FeS 2. Binaire verbinding. Het heeft de ionische structuur Fe 2+ (–S – S–) 2‑ . Donkergeel, thermisch stabiel, ontleedt bij verhitting. Onoplosbaar in water, reageert niet met verdunde zuren en alkaliën. Ontleedt door het oxideren van zuren en wordt in de lucht gebakken. Het wordt gebruikt als grondstof bij de productie van gietijzer, zwavel en zwavelzuur, en als katalysator bij de organische synthese. Ertsmineralen gevonden in de natuur pyriet En marcasiet

Vergelijkingen van de belangrijkste reacties:

FeS 2 = FeS + S (boven 1170 °C, vacuüm)

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

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

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

Ammoniumhydrosulfide NH4HS. Een zuurstofvrij zuur zout. Wit, smelt onder overmatige druk. Zeer vluchtig, thermisch onstabiel. Het oxideert in de lucht. Het is zeer oplosbaar in water, hydrolyseert in het kation en anion (overheerst), creëert een alkalisch milieu. De oplossing wordt geel in de lucht. Ontleedt met zuren en voegt zwavel toe in een verzadigde oplossing. Het wordt niet geneutraliseerd door alkaliën, het gemiddelde zout (NH 4) 2 S bestaat niet in oplossing (voor de voorwaarden voor het verkrijgen van het gemiddelde zout, zie de paragraaf “H 2 S”). Het wordt gebruikt als onderdeel van fotografische ontwikkelaars, als analytisch reagens (sulfideprecipitator).

Vergelijkingen van de belangrijkste reacties:

NH 4 HS = NH 3 + H 2 S (boven 20 °C)

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

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

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

Ontvangst: verzadiging van een geconcentreerde oplossing van NH 3 met waterstofsulfide:

NH 3 H 2 O (geconc.) + H 2 S (g) = NH4HS+ H2O

In de analytische chemie wordt een oplossing die gelijke hoeveelheden NH 4 HS en NH 3 H 2 O bevat, gewoonlijk beschouwd als een oplossing van (NH 4) 2 S en wordt de formule van het gemiddelde zout gebruikt bij het schrijven van de reactievergelijkingen, hoewel ammoniumsulfide dat is. volledig gehydrolyseerd in water tot NH 4 HS en NH 3H2O.

Zwaveldioxide. Sulfieten

Zwaveldioxide SO2. Zuuroxide. Kleurloos gas met een scherpe geur. Het molecuul heeft de structuur van een onvolledige driehoek [: S(O) 2 ] (sp 2 - hybridisatie), bevat σ, π bindingen S=O. Gemakkelijk vloeibaar gemaakt, thermisch stabiel. Zeer oplosbaar in water (~40 l/1 l H 2 O bij 20 °C). Vormt een polyhydraat met de eigenschappen van een zwak zuur; dissociatieproducten zijn HSO 3 - en SO 3 2 - ionen. Het HSO 3-ion heeft twee tautomere vormen: symmetrisch(niet-zuur) met een tetraëdrische structuur (sp 3 -hybridisatie), die overheerst in het mengsel, en asymmetrisch(zuur) met de structuur van een onvolledige tetraëder [: S(O) 2 (OH)] (sp 3 -hybridisatie). Het SO 3 2‑ion is ook tetraëdrisch [: S(O) 3 ].

Reageert met alkaliën, ammoniakhydraat. Een typisch reductiemiddel, zwak oxidatiemiddel.

Kwalitatieve reactie– verkleuring van geelbruin “jodiumwater”. Tussenproduct bij de productie van sulfieten en zwavelzuur.

Het wordt gebruikt voor het bleken van wol, zijde en stro, het inblikken en bewaren van fruit, als ontsmettingsmiddel, antioxidant en koelmiddel. Giftig.

De verbinding met samenstelling H 2 SO 3 (zwavelzuur) is onbekend (bestaat niet).

Vergelijkingen van de belangrijkste reacties:

Oplosbaarheid in water en zure eigenschappen:

Ontvangst: in de industrie - verbranding van zwavel in lucht verrijkt met zuurstof, en, in mindere mate, roosten van sulfide-ertsen (SO 2 - geassocieerd gas bij het roosten van pyriet):

S + O 2 = DUS 2(280–360 °C)

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

in het laboratorium - vervanging van sulfieten door zwavelzuur:

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

Natriumsulfiet Na 2 SO 3. Oxosol. Wit. Bij verhitting aan de lucht ontleedt het zonder te smelten en smelt het onder overdruk van argon. Wanneer het nat en in oplossing is, is het gevoelig voor zuurstof uit de lucht. Het is zeer oplosbaar in water en hydrolyseert bij het anion. Ontleedt met zuren. Typisch verloopstuk.

Kwalitatieve reactie op het SO 3 2‑ion - de vorming van een wit neerslag van bariumsulfiet, dat in oplossing wordt gebracht met sterke zuren (HCl, HNO 3).

Het wordt gebruikt als reagens in de analytische chemie, als onderdeel van fotografische oplossingen en als chloorneutralisator voor het bleken van stoffen.

Vergelijkingen van de belangrijkste reacties:

Ontvangst:

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

Zwavelzuur. Sulfaten

Zwavelzuur H 2 SO 4. Oxozuur. Kleurloze vloeistof, zeer stroperig (olieachtig), zeer hygroscopisch. Het molecuul heeft een vervormde tetraëdrische structuur (sp 3 -hybridisatie), bevat covalente σ-bindingen S – OH en σπ-bindingen S=O. Het SO 4 2‑ion heeft een regelmatige tetraëdrische structuur. Het heeft een breed temperatuurbereik van de vloeibare toestand (~300 graden). Ontleedt gedeeltelijk bij verhitting boven 296 °C. Het wordt gedestilleerd in de vorm van een azeotroop mengsel met water (massafractie zuur 98,3%, kookpunt 296–340 ° C), en bij sterkere verwarming ontleedt het volledig. Onbeperkt mengbaar met water (met strong exo-effect). Sterk zuur in oplossing, geneutraliseerd door alkaliën en ammoniakhydraat. Zet metalen om in sulfaten (bij een overmaat aan geconcentreerd zuur worden onder normale omstandigheden oplosbare hydrosulfaten gevormd), maar de metalen Be, Bi, Co, Fe, Mg en Nb worden in geconcentreerd zuur gepassiveerd en reageren er niet mee. Reageert met basische oxiden en hydroxiden, ontleedt zouten van zwakke zuren. Een zwak oxidatiemiddel in een verdunde oplossing (vanwege H I), een sterk oxidatiemiddel in een geconcentreerde oplossing (vanwege S VI). Het lost SO 3 goed op en reageert ermee (er ontstaat een zware olieachtige vloeistof - oleum, bevat H2S2O7).

Kwalitatieve reactie op het SO 4 2‑ion – precipitatie van wit bariumsulfaat BaSO 4 (het neerslag wordt niet in oplossing gebracht door zoutzuur en salpeterzuur, in tegenstelling tot het witte neerslag BaSO 3).

Het wordt gebruikt bij de productie van sulfaten en andere zwavelverbindingen, minerale meststoffen, explosieven, kleurstoffen en medicijnen, bij organische synthese, voor de “opening” (de eerste fase van verwerking) van industrieel belangrijke ertsen en mineralen, bij de zuivering van aardolie producten, bij de elektrolyse van water, als elektrolyt voor loodbatterijen. Giftig, veroorzaakt brandwonden op de huid. Vergelijkingen van de belangrijkste reacties:

Ontvangst V industrie:

a) synthese van SO 2 uit zwavel-, sulfide-ertsen, waterstofsulfide en sulfaatertsen:

S + O 2 (lucht) = DUS 2(280–360 °C)

4FeS 2 + 11O 2 (lucht) = 8 DUS 2+ 2Fe 2 O 3 (800 °C, bakken)

2H 2 S + 3O 2 (g) = 2 DUS 2+ 2H 2 O (250–300 °C)

CaSO 4 + C (cokes) = CaO + DUS 2+ CO2 (1300–1500 °C)

b) omzetting van SO 2 naar SO 3 in een contactapparaat:

c) synthese van geconcentreerd en watervrij zwavelzuur:

H 2 O (verd. H 2 SO 4) + SO 3 = H2SO4(conc., watervrij)

(de absorptie van SO 3 met zuiver water om H 2 SO 4 te produceren wordt niet uitgevoerd vanwege de sterke verwarming van het mengsel en de omgekeerde ontleding van H 2 SO 4, zie hierboven);

d) synthese oleum– een mengsel van watervrij H 2 SO 4, dizwavelzuur H 2 S 2 O 7 en overtollig SO 3. Opgelost SO 3 garandeert de anhydriteit van oleum (wanneer water binnendringt, wordt onmiddellijk H 2 SO 4 gevormd), waardoor het veilig kan worden getransporteerd in stalen tanks.

Natriumsulfaat Na 2 SO 4. Oxosol. Wit, hygroscopisch. Smelt en kookt zonder ontbinding. Vormt kristallijn hydraat (mineraal mirabiliet), gemakkelijk water verliezen; technische naam Glaubers zout. Het is zeer oplosbaar in water en hydrolyseert niet. Reageert met H 2 SO 4 (geconc.), SO 3 . Het wordt bij verhitting gereduceerd door waterstof en cokes. Gaat ionenuitwisselingsreacties aan.

Het wordt als medicijn gebruikt bij de productie van glas, cellulose en minerale verven. Bevat in de pekel van zoutmeren, met name in de Kara-Bogaz-Gol-baai van de Kaspische Zee.

Vergelijkingen van de belangrijkste reacties:

Kaliumwaterstofsulfaat KHSO 4. Zuur oxozout. Wit, hygroscopisch, maar vormt geen kristallijne hydraten. Bij verhitting smelt het en valt het uiteen. Het is zeer oplosbaar in water; het anion ondergaat dissociatie in oplossing; de oplossingsomgeving is sterk zuur. Geneutraliseerd door alkaliën.

Het wordt gebruikt als onderdeel van vloeimiddelen in de metallurgie, een integraal onderdeel van minerale meststoffen.

Vergelijkingen van de belangrijkste reacties:

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

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

KHSO 4 (verd.) + KOH (geconc.) = 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)

Ontvangst: behandeling van kaliumsulfaat met geconcentreerd (meer dan 6O%) zwavelzuur in de kou:

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

Calciumsulfaat CaSO 4. Oxosol. Wit, zeer hygroscopisch, vuurvast, ontleedt bij verhitting. Natuurlijk CaS04 komt voor als een veel voorkomend mineraal gips CaSO 4 2H 2 O. Bij 130 °C verliest gips een deel van het water en verandert het in verbrand (gips)gips 2CaSO 4 H 2 O (technische naam albast). Volledig gedehydrateerd (200 °C) gips komt overeen met het mineraal anhydriet CaSO4. Enigszins oplosbaar in water (0,206 g/100 g H 2 O bij 20 °C), de oplosbaarheid neemt af bij verhitting. Reageert met H 2 SO 4 (geconc.). Hersteld door cokes tijdens fusie. Bepaalt het grootste deel van de “permanente” hardheid van zoet water (zie 9.2 voor details).

Vergelijkingen van de belangrijkste reacties: 100–128 °C

Het wordt gebruikt als grondstof bij de productie van SO 2, H 2 SO 4 en (NH 4) 2 SO 4, als vloeimiddel in de metallurgie en als papiervulstof. Een bindmortel gemaakt van gebrand gips “hardt” sneller dan een mengsel op basis van Ca(OH) 2 . Verharding wordt verzekerd door de binding van water, de vorming van gips in de vorm van een steenmassa. Verbrand gips wordt gebruikt voor het maken van gipsafgietsels, architectonische en decoratieve vormen en producten, scheidingsplaten en -panelen en stenen vloeren.

Aluminium-kaliumsulfaat KAl(SO 4) 2. Dubbel oxozout. Wit, hygroscopisch. Ontleedt bij sterke verhitting. Vormt kristallijn hydraat - kalium aluin. Matig oplosbaar in water, hydrolyseert met aluminiumkationen. Reageert met alkaliën, ammoniakhydraat.

Het wordt gebruikt als bijtmiddel voor het verven van stoffen, als leerlooimiddel, als coagulatiemiddel voor het zuiveren van zoet water, als bestanddeel van samenstellingen voor het lijmen van papier en als extern hemostatisch middel in de geneeskunde en cosmetologie. Het wordt gevormd door de gezamenlijke kristallisatie van aluminium- en kaliumsulfaten.

Vergelijkingen van de belangrijkste reacties:

Chroom(III)sulfaat - kalium KCr(SO 4) 2. Dubbel oxozout. Rood (hydraat donkerpaars, technische naam chroom-kaliumaluin). Bij verhitting ontleedt het zonder te smelten. Het is zeer oplosbaar in water (de grijsblauwe kleur van de oplossing komt overeen met aquacomplex 3+), hydrolyseert aan het chroom (III) kation. Reageert met alkaliën, ammoniakhydraat. Zwak oxidatie- en reductiemiddel. Gaat ionenuitwisselingsreacties aan.

Kwalitatieve reacties op het Cr 3+-ion – reductie tot Cr 2+ of oxidatie tot geel CrO 4 2‑.

Het wordt gebruikt als leerlooimiddel, als bijtmiddel voor het verven van stoffen en als reagens in de fotografie. Het wordt gevormd door de gezamenlijke kristallisatie van chroom (III) en kaliumsulfaten. Vergelijkingen van de belangrijkste reacties:

Mangaan(II)sulfaat MnS04. Oxosol. Wit, smelt en ontleedt bij verhitting. Kristallijn hydraat MnSO 4 5H 2 O – rood-roze, technische naam mangaansulfaat. Het is zeer oplosbaar in water; de lichtroze (bijna kleurloze) kleur van de oplossing komt overeen met aquacomplex 2+; hydrolyseert aan het kation. Reageert met alkaliën, ammoniakhydraat. Zwak reductiemiddel, reageert met typische (sterke) oxidatiemiddelen.

Kwalitatieve reacties over het Mn 2+-ion – commutatie met het MnO 4-ion en het verdwijnen van de violette kleur van laatstgenoemde, oxidatie van Mn 2+ naar MnO 4 en het verschijnen van een violette kleur.

Het wordt gebruikt voor de productie van Mn, MnO 2 en andere mangaanverbindingen, als micromeststof en analytisch reagens.

Vergelijkingen van de belangrijkste reacties:

Ontvangst:

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

IJzer(II)sulfaat FeSO 4 . Oxosol. Wit (lichtgroen hydraat, technische naam inktsteen), hygroscopisch. Ontleedt bij verhitting. Het is zeer oplosbaar in water en wordt enigszins gehydrolyseerd door het kation. Het wordt in oplossing snel geoxideerd door zuurstof uit de lucht (de oplossing wordt geel en wordt troebel). Reageert met oxiderende zuren, alkaliën en ammoniakhydraat. Typisch verloopstuk.

Het wordt gebruikt als bestanddeel van minerale verven, elektrolyten bij galvaniseren, een houtconserveermiddel, een fungicide en een medicijn tegen bloedarmoede. In het laboratorium wordt het vaak ingenomen in de vorm van een dubbelzout Fe(NH 4) 2 (SO 4) 2 6H 2 O ( Mohr's zout), beter bestand tegen lucht.

Vergelijkingen van de belangrijkste reacties:

Ontvangst:

Fe + H 2 SO 4 (verdund) = FeSO4+H2

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

7.4. Niet-metalen VA-groep

Stikstof. Ammoniak

Stikstof– element van de 2e periode en VA-groep van het periodiek systeem, serienummer 7. Elektronische formule van het atoom [ 2 He]2s 2 2p 3, karakteristieke oxidatietoestanden 0, -III, +III en +V, minder vaak +II , +IV en enz.; de Nv-toestand wordt als relatief stabiel beschouwd.

Schaal van stikstofoxidatietoestanden:

Stikstof heeft een hoge elektronegativiteit (3,07), de derde na F en O. Het vertoont typische niet-metaalachtige (zure) eigenschappen. Vormt verschillende zuurstofhoudende zuren, zouten en binaire verbindingen, evenals het ammoniumkation NH 4 + en zijn zouten.

In de natuur - zeventiende door het element chemische overvloed (negende van de niet-metalen). Een essentieel element voor alle organismen.

Stikstof N2. Simpele substantie. Het bestaat uit niet-polaire moleculen met een zeer stabiele σππ-binding N ≡ N, dit verklaart de chemische inertheid van stikstof onder normale omstandigheden. Een kleurloos, smaakloos en geurloos gas dat condenseert tot een kleurloze vloeistof (in tegenstelling tot O2).

Hoofdbestanddeel van lucht: 78,09% in volume, 75,52% in massa. Stikstof kookt eerder uit vloeibare lucht dan zuurstof O2. Enigszins oplosbaar in water (15,4 ml/1 l H 2 O bij 20 ° C), de oplosbaarheid van stikstof is minder dan die van zuurstof.

Bij kamertemperatuur reageert N2 alleen met lithium (in een vochtige atmosfeer), waarbij lithiumnitride Li3N wordt gevormd; nitriden van andere elementen worden gesynthetiseerd onder sterke verwarming:

N 2 + 3Mg = Mg 3 N 2 (800 °C)

Bij een elektrische ontlading reageert N2 met fluor en, in zeer kleine mate, met zuurstof:

De omkeerbare reactie om ammoniak te produceren vindt plaats bij 500 °C, onder druk tot 350 atm en altijd in aanwezigheid van een katalysator (Fe/F 2 O 3 /FeO, in het laboratorium Pt):

Volgens het principe van Le Chatelier zou een toename van de ammoniakopbrengst moeten optreden bij toenemende druk en afnemende temperatuur. De reactiesnelheid bij lage temperaturen is echter erg laag, dus het proces wordt uitgevoerd bij 450–500 ° C, waarbij een ammoniakopbrengst van 15% wordt bereikt. Niet-gereageerd N2 en H2 worden teruggevoerd naar de reactor en verhogen daardoor de reactiegraad.

Stikstof is chemisch passief ten opzichte van zuren en logen en ondersteunt de verbranding niet.

Ontvangst V industrie– gefractioneerde destillatie van vloeibare lucht of verwijdering van zuurstof uit de lucht met chemische middelen, bijvoorbeeld door de reactie 2C (cokes) + O 2 = 2CO bij verhitting. In deze gevallen wordt stikstof verkregen, dat ook onzuiverheden van edelgassen (voornamelijk argon) bevat.

IN laboratoria kleine hoeveelheden chemisch zuivere stikstof kunnen worden verkregen door de commutatiereactie met matige verwarming:

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)

Het wordt gebruikt voor de synthese van ammoniak, salpeterzuur en andere stikstofhoudende producten, als inert medium voor chemische en metallurgische processen en opslag van brandbare stoffen.

Ammoniak NH3. Binaire verbinding, de oxidatietoestand van stikstof is – III. Kleurloos gas met een scherpe karakteristieke geur. Het molecuul heeft de structuur van een onvolledige tetraëder [: N(H) 3)] (sp 3-hybridisatie). De aanwezigheid van een donorpaar elektronen op de sp 3-hybride orbitaal van stikstof in het NH 3-molecuul bepaalt de karakteristieke reactie van toevoeging van een waterstofkation, wat resulteert in de vorming van een kation ammonium NH4+. Het wordt vloeibaar onder overdruk bij kamertemperatuur. In vloeibare toestand wordt het geassocieerd via waterstofbruggen. Thermisch onstabiel. Zeer goed oplosbaar in water (meer dan 700 l/1 l H 2 O bij 20 °C); het aandeel in de verzadigde oplossing is = 34 massa% en = 99% volume, pH = 11,8.

Zeer reactief, vatbaar voor additiereacties. Cr reageert in zuurstof, reageert met zuren. Het vertoont reducerende (vanwege N‑III) en oxiderende (vanwege H I) eigenschappen. Het wordt alleen gedroogd met calciumoxide.

Kwalitatieve reacties– vorming van witte “rook” bij contact met gasvormig HCl, zwart worden van een stuk papier bevochtigd met een oplossing van Hg 2 (NO 3) 2.

Een tussenproduct bij de synthese van HNO 3 en ammoniumzouten. Gebruikt bij de productie van frisdrank, stikstofmeststoffen, kleurstoffen, explosieven; vloeibare ammoniak is een koelmiddel. Giftig.

Vergelijkingen van de belangrijkste reacties:

Ontvangst: V laboratoria– verdringing van ammoniak uit ammoniumzouten bij verhitting met natronkalk (NaOH + CaO):

of het koken van een waterige oplossing van ammoniak en het vervolgens drogen van het gas.

IN industrie ammoniak wordt gesynthetiseerd uit stikstof (zie) met waterstof. Geproduceerd door de industrie, hetzij in vloeibare vorm, hetzij in de vorm van een geconcentreerde waterige oplossing onder de technische naam ammoniakwater.

Ammoniakhydraat NH 3 H 2 O. Intermoleculaire verbinding. Wit, in het kristalrooster - moleculen NH 3 en H 2 O, verbonden door een zwakke waterstofbrug H 3 N ... HON. Aanwezig in een waterige oplossing van ammoniak, een zwakke base (dissociatieproducten - NH 4 - kation en OH - anion). Het ammoniumkation heeft een regelmatige tetraëdrische structuur (sp 3-hybridisatie). Thermisch onstabiel, ontleedt volledig wanneer de oplossing wordt gekookt. Geneutraliseerd door sterke zuren. Vertoont reducerende eigenschappen (vanwege N III) in een geconcentreerde oplossing. Betreft ionenuitwisselings- en complexeringsreacties.

Kwalitatieve reactie– vorming van witte “rook” bij contact met gasvormig HCl.

Het wordt gebruikt om een ​​licht alkalische omgeving in oplossing te creëren tijdens de precipitatie van amfotere hydroxiden.

Een 1M ammoniakoplossing bevat voornamelijk NH 3 H 2 O-hydraat en slechts 0,4% NH 4 + en OH - ionen (als gevolg van dissociatie van het hydraat); Het ionische “ammoniumhydroxide NH 4 OH” zit dus praktisch niet in de oplossing, en een dergelijke verbinding zit niet in het vaste hydraat. Vergelijkingen van de belangrijkste reacties:

NH 3 H 2 O (geconc.) = NH 3 + H 2 O (koken met NaOH)

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

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

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

2(NH 3 H 2 O) (conc.) + 2KMnO 4 = N 2 + 2MnO 2 ↓ + 4H 2 O + 2KOH

4(NH 3 H 2 O) (geconc.) + Ag2O= 2OH + 3H2O

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

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

Vaak wordt een verdunde ammoniakoplossing (3–10%) genoemd ammoniak(de naam is uitgevonden door alchemisten), en de geconcentreerde oplossing (18,5-25%) - ammoniakwater(geproduceerd door de industrie).

Gerelateerde informatie.