Almurzinova Zavrish Bisembaevna , profesor de biologie și chimie, MBOU „Școala generală de bază a fermei de stat din districtul Adamovsky din regiunea Orenburg.

Materia - chimie, clasa - 9.

UMK: „Chimie anorganică”, autori: G.E. Rudzitis, F.G. Feldman, Moscova, Iluminismul, 2014.

Nivelul de educație este de bază.

Subiect : "Sulfat de hidrogen. sulfuri. Dioxid de sulf. acid sulfurosși sarea ei. Numărul de ore pe subiect - 1.

Lecția numărul 4 din sistemul de lecții pe tema« Oxigen și sulf ».

Ţintă : Pe baza cunoștințelor structurii hidrogenului sulfurat, oxizilor de sulf, luați în considerare proprietățile și producția acestora, introduceți elevii în metodele de recunoaștere a sulfurilor și sulfiților.

Sarcini:

1. Educativ - să studieze caracteristicile structurale și proprietățile compușilor cu sulf (II) și(IV); Familiarizați-vă cu reacțiile calitative la ionii sulfuri și sulfit.

2. Dezvoltare - să dezvolte la elevi capacitatea de a efectua un experiment, de a observa rezultatele, de a analiza și de a trage concluzii.

3. Educativ – pentru a dezvolta interesul pentru ceea ce este studiat pentru a insufla abilități legate de natură.

Rezultate planificate : să poată descrie fizice şi Proprietăți chimice hidrogen sulfurat, acid hidrosulfurat și sărurile sale; cunoașteți cum să produceți dioxid de sulf și acid sulfuros, explicați proprietățile compușilor cu sulf(II ) și (IV ) bazate pe idei despre procesele redox; ai o idee despre efectul dioxidului de sulf asupra apariției ploilor acide.

Echipamente : Pe masa demonstrativă: sulf, sulfură de sodiu, sulfură de fier, soluție de turnesol, soluție de acid sulfuric, soluție de azotat de plumb, clor într-un cilindru cu dop, un dispozitiv pentru producerea hidrogenului sulfurat și testarea proprietăților acesteia, oxid de sulf (VI), un gazometru cu oxigen, un pahar cu o capacitate de 500 ml., o lingura pentru arderea substantelor.

În timpul orelor :

Organizarea timpului .

Avem o conversație despre repetarea proprietăților sulfului:

1) ce explică prezența mai multor modificări alotropice ale sulfului?

2) ce se întâmplă cu moleculele: A) când sulful vaporos este răcit. B) în timpul depozitării pe termen lung a sulfului plastic, c) în timpul precipitării cristalelor dintr-o soluție de sulf în solvenți organici, de exemplu, în toluen?

3) care este baza metodei de flotație pentru curățarea sulfului de impurități, de exemplu, din nisipul de râu?

Numim doi studenți: 1) desenați schemele moleculelor diferitelor modificări alotropice ale sulfului și spuneți despre proprietățile lor fizice. 2) alcătuiți ecuațiile de reacție care caracterizează proprietățile oxigenului și luați în considerare din punct de vedere al oxido-reducerii.

Restul elevilor rezolvă problema, care este masa de sulfură de zinc formată în timpul reacției unui compus de zinc cu sulful, luată în cantitatea unei substanțe de 2,5 moli?

Împreună cu elevii, formulăm sarcina lecției : familiarizați-vă cu proprietățile compușilor cu sulf cu o stare de oxidare de -2 și +4.

Subiect nou : Elevii numesc compuși cunoscuți de ei în care sulful prezintă aceste stări de oxidare. Pe tablă și în caiete scriu formulele chimice, electronice și structurale ale hidrogenului sulfurat, oxidului de sulf (IV), acid sulfuros.

Cum se poate obține hidrogenul sulfurat? Elevii scriu ecuația de reacție pentru combinația de sulf cu hidrogen și o explică în termeni de redox. Apoi luați în considerare o altă metodă de producere a hidrogenului sulfurat: reacția schimbului de acizi cu sulfuri metalice. Comparăm această metodă cu metodele de producere a halogenurilor de hidrogen. Observăm că starea de oxidare a sulfului în reacțiile de schimb nu se modifică.

Care sunt proprietățile hidrogenului sulfurat? Într-o conversație, aflăm proprietățile fizice, notăm efectul fiziologic. Proprietățile chimice le aflăm experimentând arderea hidrogenului sulfurat în aer în diferite condiții. Ce se poate forma ca produse de reacție? Considerăm reacțiile din punct de vedere al oxido-reducerii:

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

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

Atragem atenția elevilor asupra faptului că la arderea completă are loc o oxidare mai completă (S -2 - 6 e - = S +4 ) decât în ​​al doilea caz (S -2 - 2 e - = S 0 ).

Discutăm cum va decurge procesul dacă clorul este luat ca agent oxidant. Demonstrăm experiența de amestecare a gazelor în două cilindri, al cărui sus este pre-umplut cu clor, cel inferior cu hidrogen sulfurat. Clorul se decolorează pentru a forma acid clorhidric. Sulful se depune pe pereții cilindrului. După aceea, luăm în considerare esența reacției de descompunere a hidrogenului sulfurat și aducem studenții la concluzia despre natura acidă a hidrogenului sulfurat, confirmând-o cu experimentul de turnesol. Apoi efectuăm o reacție calitativă la ionul sulfură și întocmim ecuația reacției:

N / A 2 S+Pb (NR 3 ) 2 =2NaNO 3 +PbS ↓

Împreună cu studenții formulăm concluzia: hidrogenul sulfurat este doar un agent reducător în reacțiile redox, are caracter acid, soluția sa în apă este un acid.

S 0 →S -2 ; S -2 →S 0 ; S 0 →S +4 ; S -2 →S +4 ; S 0 →H 2 S -2 → S +4 O 2.

Aducem studenții la concluzia că există o legătură genetică între compușii sulfului și începem să vorbim despre compușiS +4 . Demonstrăm experimente: 1) obținerea oxidului de sulf (IV), 2) decolorarea soluției de fuchsină, 3) dizolvarea oxidului de sulf (IV) în apă, 4) detectarea acidului. Compunem ecuațiile de reacție ale experimentelor efectuate și analizăm esența reacțiilor:

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

Acidul sulfuros este un compus instabil, care se descompune cu ușurință în oxid de sulf (IV) și apă, deci există numai în soluții apoase. Acesta este un acid cu putere medie. Formează două serii de săruri: mediu - sulfiți (SO 3 -2 ), acid - hidrosulfiți (HSO 3 -1 ).

Demonstrăm experiență: determinarea calitativă a sulfiților, interacțiunea sulfiților cu un acid puternic, în timp ce se eliberează gazSO 2 miros înțepător:

LA 2 SO 3 + H 2 SO 4 → K 2 SO 4 + H 2 Oh +SO 2

Consolidare. Lucrați la două opțiuni pentru a elabora scheme de aplicare 1 opțiune de hidrogen sulfurat, a doua opțiune de oxid de sulf (IV)

Reflecţie . Rezumând munca:

Despre ce legături vorbim astăzi?

Care sunt proprietățile compușilor cu sulf?II) și (IV).

Numiți domeniile de aplicare ale acestor compuși

VII. Tema pentru acasă: §11,12, exercițiul 3-5 (p.34)

Proprietăți chimice

Proprietăți fizice

În condiții normale, hidrogenul sulfurat este un gaz incolor cu un miros puternic caracteristic de ouă putrezite. T pl \u003d -86 ° С, T kip \u003d -60 ° C, slab solubil în apă, la 20 ° C 2,58 ml de H 2 S se dizolvă în 100 g de apă.Este foarte toxic, provoacă paralizie la inhalare, ceea ce poate duce la moarte. În natură, este eliberat ca parte a gazelor vulcanice, se formează în timpul degradării organismelor vegetale și animale. Să ne dizolvăm bine în apă, la dizolvare se formează acid sulfurat de hidrogen slab.

1. Într-o soluție apoasă, hidrogenul sulfurat are proprietățile unui acid dibazic slab:

H 2 S \u003d HS - + H +;

HS - \u003d S 2- + H +.

1. Hidrogenul sulfurat arde în aer flacara albastra. Cu acces limitat la aer, se formează sulf liber:

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

Cu acces în exces de aer, arderea hidrogenului sulfurat duce la formarea de oxid de sulf (IV):

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

1. Hidrogenul sulfurat are proprietăți reducătoare. În funcție de condiții, hidrogenul sulfurat poate fi oxidat într-o soluție apoasă la sulf, dioxid de sulf și acid sulfuric.

De exemplu, decolorează apa cu brom:

H 2 S + Br 2 \u003d 2HBr + S.

interacționează cu apa cu clor:

H2S + 4Cl2 + 4H2O \u003d H2SO4 + 8HCl.

Un curent de hidrogen sulfurat poate fi aprins folosind dioxid de plumb, deoarece reacția este însoțită de o eliberare mare de căldură:

3PbO 2 + 4H 2 S \u003d 3PbS + SO 2 + 4H 2 O.

1. Interacțiunea hidrogenului sulfurat cu dioxidul de sulf utilizate pentru obținerea sulfului din gazele reziduale din producția metalurgică și de sulfat:

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

Acest proces este asociat cu formarea sulfului nativ în timpul proceselor vulcanice.

1. Odată cu trecerea simultană a dioxidului de sulf și a hidrogenului sulfurat printr-o soluție alcalină, se formează tiosulfat:

4SO 2 + 2H 2 S + 6NaOH \u003d 3Na 2 S 2 O 3 + 5H 2 O.

1. Reacția acidului clorhidric diluat cu sulfura de fier (II).

FeS + 2HCl \u003d FeCl 2 + H 2S

1. Reacția sulfurei de aluminiu cu apa rece

Al 2 S 3 + 6H 2 O \u003d 2Al (OH) 3 + 3H 2 S

1. Sinteză directă din elemente apare atunci când hidrogenul este trecut peste sulf topit:

H2 + S = H2S.

1. Încălzirea unui amestec de parafină și sulf.

1.9. Acidul hidrosulfuric și sărurile sale

Acidul hidrosulfuric are toate proprietățile acizilor slabi. Reacționează cu metale, oxizi de metal, baze.

Ca acid dibazic, formează două tipuri de săruri - sulfuri si hidrosulfuri . Hidrosulfurile sunt foarte solubile în apă, sulfurile de metale alcaline și alcalino-pământoase, de asemenea, sulfurile de metale grele sunt practic insolubile.

Sulfurile metalelor alcaline și alcalino-pământoase nu sunt colorate, restul au o culoare caracteristică, de exemplu, sulfurile de cupru (II), nichelul și plumbul sunt negre, cadmiul, indiul, staniul sunt galbene, antimoniul este portocaliu.

Sulfurile ionice ale metalelor alcaline M 2 S au o structură de tip fluorit, unde fiecare atom de sulf este înconjurat de un cub de 8 atomi de metal și fiecare atom de metal este înconjurat de un tetraedru de 4 atomi de sulf. Sulfurile de tip MS sunt caracteristice metalelor alcalino-pământoase și au o structură de tip clorură de sodiu, în care fiecare metal și atom de sulf este înconjurat de un octaedru de atomi de un fel diferit. Când natura covalentă a legăturii metal-sulf este întărită, se realizează structuri cu numere de coordonare mai mici.

Sulfurile de metale neferoase se găsesc în natură ca minerale și minereuri și servesc drept materii prime pentru producerea metalelor.

Hidrogen sulfurat și sulfuri. Hidrogenul sulfurat H 2 S este un gaz incolor cu miros înțepător. Foarte toxic, provoacă otrăvire chiar și la niveluri scăzute în aer (aproximativ 0,01%). Hidrogenul sulfurat este cu atât mai periculoasă cu cât se poate acumula în organism. Se combină cu fierul din hemoglobina sângelui, ceea ce poate duce la leșin și moarte din cauza lipsei de oxigen. În prezența vaporilor de substanțe organice, toxicitatea H 2 S crește brusc.

În același timp, hidrogenul sulfurat este o parte integrantă a unor ape minerale (Pyatigorsk, Sernovodsk, Matsesta), utilizate în scopuri terapeutice.

Hidrogenul sulfurat este conținut în gazele vulcanice și se formează în mod constant pe fundul Mării Negre. Hidrogenul sulfurat nu ajunge în straturile superioare, deoarece la o adâncime de 150 m interacționează cu oxigenul care pătrunde de sus și este oxidat de acesta la sulf. Hidrogenul sulfurat se formează atunci când proteina putrezește, așa că, de exemplu, ouăle putrezite miroase a hidrogen sulfurat.

Când hidrogenul sulfurat este dizolvat în apă, se formează un acid hidrosulfuric slab, ale cărui săruri se numesc sulfuri. Sulfurile metalelor alcaline și alcalino-pământoase, precum și sulfura de amoniu, sunt foarte solubile în apă, sulfurile altor metale sunt insolubile și sunt colorate în diferite culori, de exemplu: ZnS - alb, PbS - negru, MnS - roz (Fig. 120).

Orez. 120.
Sulfurile metalice au culori diferite

Arsuri de hidrogen sulfurat. Când flacăra este răcită (se introduc obiecte reci în ea), se formează sulf liber:

2H 2 S + O 2 \u003d 2H 2 O + 2S ↓.

Dacă flacăra nu este răcită și este furnizat un exces de oxigen, atunci se obține oxid de sulf (IV):

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

Hidrogenul sulfurat este cel mai puternic agent reducător.

Oxid de sulf (IV), acid sulfuros și sărurile sale. În timpul arderii sulfului, a arderii complete a hidrogenului sulfurat și a prăjirii sulfurilor, se formează oxid de sulf (IV) SO2, care, după cum sa menționat mai devreme, este adesea numit și dioxid de sulf. Este un gaz incolor cu un miros înțepător caracteristic. Prezintă proprietățile tipice ale oxizilor acizi și este foarte solubil în apă, formând acid sulfuros slab. Este instabil și se descompune în substanțele sale originale:

Sărurile acidului sulfuros, ca dibazic, pot fi sulfiți medii, cum ar fi sulfitul de sodiu Na2S04, și hidrosulfiții acizi, cum ar fi hidrosulfitul de sodiu NaHS03. Hidrosulfitul și sulfitul de sodiu, precum și dioxidul de sulf, sunt utilizați pentru albirea lânii, mătăsii, hârtiei și paielor, precum și conservanții pentru conservarea fructelor și fructelor proaspete.

Acid sulfuric și sărurile sale. Când oxidul de sulf (IV) este oxidat, se formează oxidul de sulf (VI):

Reacția începe doar când temperaturi mari(420-650 °C) și se desfășoară în prezența unui catalizator (platină, oxizi de vanadiu, fier etc.).

Oxidul de sulf (VI) SO 3 în condiții normale este un lichid incolor volatil cu miros sufocant. Acest oxid acid tipic se dizolvă în apă pentru a forma acid sulfuric:

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

Acidul sulfuric pur din punct de vedere chimic este un lichid greu uleios incolor. Are o puternică proprietate higroscopică (de eliminare a apei), prin urmare este utilizat pentru uscarea substanțelor. Acidul sulfuric concentrat este capabil să preia apa din moleculele substanțelor organice, carbonizându-le. Dacă aplicați un model pe hârtia de filtru cu o soluție de acid sulfuric și apoi îl încălziți, hârtia se va înnegri (Fig. 121, a) și va apărea modelul.

Orez. 121.
Carbonizarea hârtiei (a) și a zahărului (b) cu acid sulfuric concentrat

Dacă zahărul pudră este pus într-un pahar de sticlă înalt, umezit cu apă și turnat, amestecând conținutul paharului cu o baghetă de sticlă, acid sulfuric concentrat, atunci după 1-2 minute conținutul paharului va începe să se înnegrească, să se umfle și se ridică sub forma unei mase voluminoase libere (Fig. 121, b). Amestecul din pahar este foarte fierbinte. Ecuația reacției pentru interacțiunea acidului sulfuric concentrat cu zahăr pudră(zaharoză C12H22O11)

explică experiența: gazele formate în urma reacției umflă cărbunele format, împingându-l afară din sticlă împreună cu bastonul.

Acidul sulfuric concentrat dizolvă bine oxidul de sulf (VI), o soluție de SO 3 în acid sulfuric se numește oleum.

Cunoașteți deja regula pentru diluarea acidului sulfuric concentrat, dar să o repetăm ​​din nou: nu puteți adăuga apă la acid (de ce?), ar trebui să turnați cu grijă acidul în apă într-un flux subțire, amestecând continuu soluția.

Proprietățile chimice ale acidului sulfuric depind în mare măsură de concentrația acestuia.

Acidul sulfuric diluat prezintă toate proprietățile caracteristice acizilor: interacționează cu metalele aflate într-o serie de tensiuni până la hidrogen, cu eliberare de H 2, cu oxizi metalici (bazici și amfoteri), cu baze, cu hidroxizi și săruri amfoteri.

Experimentul de laborator nr 29
Proprietățile acidului sulfuric diluat

Deoarece acidul sulfuric este dibazic, formează două serii de săruri: mediu - sulfați, de exemplu Na 2 SO 4 , și acid - hidrosulfați, de exemplu NaHSO 4 .

Reactivul pentru acid sulfuric și sărurile sale este clorură de bariu BaCl 2; ionii sulfat cu ioni Ba 2+ formează sulfat de bariu alb insolubil, care precipită (Fig. 122):

Orez. 122.
Reacție calitativă la ionul sulfat

Acidul sulfuric concentrat este foarte diferit ca proprietăți de acidul diluat. Deci, în interacțiunea H 2 SO 4 (conc) cu metalele, hidrogenul nu este eliberat. Cu metalele la dreapta hidrogenului într-o serie de tensiuni (cupru, mercur etc.), reacția se desfășoară după cum urmează:

Procesele de oxidare și reducere care apar în acest caz pot fi scrise după cum urmează:

Atunci când interacționează cu metale care se află într-o serie de tensiuni până la hidrogen, acidul sulfuric concentrat este redus la S, SO 2 sau H 2 S, în funcție de poziția metalului într-o serie de tensiuni și condiții de reacție, de exemplu:

Acum înțelegeți că metalele care interacționează cu H 2 SO 4 (conc) sunt în seria de tensiuni atât înainte, cât și după hidrogen. În acest caz, nu se formează hidrogen, deoarece agentul de oxidare într-o astfel de reacție nu este cationii H + hidrogen, ca în H2SO4 (dif), ci ionii sulfat.

Fierul și aluminiul sunt pasivate cu acid sulfuric concentrat, adică sunt acoperite cu o peliculă de protecție, astfel încât acidul concentrat poate fi transportat în rezervoare de oțel și aluminiu.

Fiind un acid puternic nevolatil, acidul sulfuric concentrat este capabil să înlocuiască alți acizi din sărurile lor. Știți deja o astfel de reacție, de exemplu, producerea de acid clorhidric:

Acidul sulfuric este unul dintre cele mai importante produse utilizate în diverse industrii (Fig. 123). Principalele domenii de aplicare a acestuia: producția de îngrășăminte minerale, metalurgie, rafinarea produselor petroliere.

Orez. 123.
Aplicarea acidului sulfuric:
1-8 - producție produse chimiceși mărfuri (acizi 1, explozivi 2, îngrășăminte minerale 3, cupru electrolitic 4, smalț 5, săruri 6, raion 7, medicamente 8); 9 - purificarea produselor petroliere; 10 - ca electrolit în baterii

Acidul sulfuric este, de asemenea, utilizat în producția de alți acizi, detergenți, explozivi, medicamente, vopsele și ca electrolit pentru bateriile cu plumb. Figura 124 arată cât de mult acid sulfuric (în %) din producția mondială totală este utilizat în diferite industrii.

Orez. 124.
Ponderea consumului de acid sulfuric pentru diverse nevoi productie industriala

Dintre sărurile acidului sulfuric, sulfatului de sodiu sau sării Glauber, deja cunoscute de dumneavoastră, sunt de cea mai mare importanță Na 2 SO 4 10H 2 O, gipsul CaSO 4 2H 2 O și sulfatul de bariu BaSO4 (unde se folosesc?).

Sulfatul de cupru CuSO 4 5H 2 O este folosit în agricultură pentru combaterea dăunătorilor și a bolilor plantelor.

Producția de acid sulfuric. Acidul sulfuric este produs în trei etape.

Procesele chimice pentru producerea acidului sulfuric pot fi reprezentate ca următoarea schemă:

1. Obținerea SO 2. Sulful, piritele sau hidrogenul sulfurat sunt folosite ca materii prime:

2. Obţinerea SO 3 . Cunoașteți deja acest proces - oxidarea cu oxigen se realizează folosind un catalizator (scrieți ecuația reacției și dați descrierea completă a acesteia).

3. Obținerea H2SO4. Și aici, spre deosebire de reacția pe care o cunoașteți, descrisă de ecuație:

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

procesul de dizolvare a oxidului de sulf (VI) se desfășoară nu în apă, ci în acid sulfuric concentrat, care are ca rezultat oleum-ul familiar.

Producerea acidului sulfuric creează multe probleme de mediu. Emisiile și deșeurile de la instalațiile de acid sulfuric sunt extreme impact negativ, provocând leziuni ale sistemului respirator la oameni și animale, moartea vegetației și suprimarea creșterii acesteia, creșterea uzurii corozive a materialelor, distrugerea structurilor din calcar și marmură, acidificarea solurilor etc.

Cuvinte și concepte noi

1. Hidrogen sulfurat și sulfuri.
2. Dioxid de sulf, acid sulfuros, sulfiți.
3. Acid sulfuric, diluat și concentrat.
4. Utilizarea acidului sulfuric.
5. Săruri ale acidului sulfuric: sare Glauber, gips, sulfat de bariu, sulfat de cupru.
6. Producția de acid sulfuric.

Sarcini pentru munca independenta

1. Care dintre substanțe prezintă numai proprietăți reducătoare, doar oxidante sau ambele proprietăți oxidante și reducătoare: sulf, hidrogen sulfurat, oxid de sulf (IV), acid sulfuric? De ce? Sprijiniți-vă răspunsul cu ecuațiile de reacție corespunzătoare.
2. Descrieţi: a) dioxid de sulf; b) oxid de sulf (VI) conform planului: obtinere, proprietati, aplicare. Scrieți ecuațiile pentru reacțiile corespunzătoare.
3. Scrieți ecuațiile de reacție care caracterizează proprietățile acidului sulfuric diluat ca electrolit. Ce proprietate este un proces redox? Ce reacții pot fi atribuite reacțiilor de schimb ionic? Considerați-le din punctul de vedere al teoriei disocierii electrolitice.
4. Scrieți ecuațiile de reacție care stau la baza producției de acid sulfuric, după schema dată în paragraf.
5. 40 g de oxid de sulf (VI) (n.a.) au fost dizolvate în 400 ml apă. Calculați fracția de masă a acidului sulfuric din soluția rezultată.
6. Oferiți o descriere a reacției pentru sinteza oxidului de sulf (VI), folosind toate clasificările reacțiilor pe care le-ați studiat.
7. 500 g de sulfat de cupru au fost dizolvate în 5 litri de apă. Calculați fracția de masă a sulfatului de cupru (II) din soluția rezultată.
8. De ce acidul sulfuric se numește „pâine” industria chimica»?

Sulf– elementul perioadei a 3-a și grupul VIA al sistemului periodic, numărul de ordine 16, se referă la calcogeni. Formula electronică a atomului este [ 10 Ne] 3s 2 3p 4 , stările de oxidare caracteristice sunt 0, -II, +IV și +VI, starea S VI este considerată stabilă.

Scara de oxidare a sulfului:

Electronegativitatea sulfului este de 2,60, se caracterizează prin proprietăți nemetalice. În compușii cu hidrogen și oxigen, face parte din diverși anioni, formează acizi care conțin oxigen și sărurile acestora, compuși binari.

În natură - al cincisprezecelea prin abundența chimică, elementul (al șaptelea dintre nemetale). Apare sub formă liberă (nativă) și legată. Un element vital pentru organismele superioare.

Sera S. Substanță simplă. Cristalin galben (α-rombic și β-monoclinic,

la 95,5 °C) sau amorf (plastic). La nodurile rețelei cristaline se află molecule S 8 (cicluri neplanare de tip „coroană”), sulful amorf este format din lanțuri S n. Substanță cu punct de topire scăzut, vâscozitatea lichidului trece printr-un maxim la 200 °C (ruperea moleculelor S 8, împletirea lanțurilor S n). Într-o pereche - molecule S 8, S 6, S 4, S 2. La 1500 °C apare sulful monoatomic (în ecuațiile chimice, pentru simplitate, orice sulf este reprezentat ca S).

Sulful nu se dizolvă în apă și în condiții normale nu reacționează cu acesta, este foarte solubil în disulfură de carbon CS 2 .

Sulful, în special sub formă de pulbere, are o activitate ridicată când este încălzit. Reacționează ca agent oxidant cu metale și nemetale:

dar ca agent de reducere– cu fluor, oxigen și acizi (la fierbere):

Sulful suferă dismutare în soluții alcaline:

3S 0 + 6KOH (conc.) \u003d 2K 2 S -II + K 2 S IV O 3 + 3H 2 O

La temperatură ridicată (400 °C), sulful înlocuiește iodul din iodură de hidrogen:

S + 2HI (g) \u003d I 2 + H 2 S,

dar în soluție reacția se desfășoară în reversul:

I 2 + H 2 S (p) = 2 HI + S↓

chitanta: v industrie topit din depozitele naturale de sulf nativ (cu ajutorul aburului), eliberat în timpul desulfurării produselor de gazeificare a cărbunelui.

Sulful este folosit pentru sinteza disulfurei de carbon, acid sulfuric, coloranți cu sulf (cuva), pentru vulcanizarea cauciucului, ca mijloc de protecție a plantelor de mucegaiul pudră și pentru tratarea bolilor de piele.

Hidrogen sulfurat H2S. Acid anoxic. Un gaz incolor cu miros sufocant, mai greu decât aerul. Molecula are structura unui tetraedru dublu incomplet [::S(H) 2 ]

(sp 3 -hibridare, unghiul de valet H - S - H este departe de a fi tetraedric). Instabil când este încălzit peste 400 °C. Puțin solubil în apă (2,6 l / 1 l H 2 O la 20 ° C), soluție decimolară saturată (0,1 M, „apă cu hidrogen sulfurat”). Un acid foarte slab în soluție, practic nu se disociază în a doua etapă de ioni S 2- (concentrația maximă de S 2- este de 1 10 -13 mol / l). Când stă în aer, soluția devine tulbure (inhibitor - zaharoză). Se neutralizează cu alcalii, nu complet - cu hidrat de amoniac. Agent reducător puternic. Intră în reacții de schimb ionic. Un agent de sulfurare care precipită sulfuri colorate dintr-o soluție cu foarte puțină solubilitate.

Reacții calitative- precipitarea sulfurilor, precum si arderea incompleta a H 2 S cu formarea unui invelis galben de sulf pe un obiect rece introdus in flacara (spatula de portelan). Un produs secundar al rafinării petrolului, a gazelor naturale și a gazelor din cuptorul de cocs.

Este utilizat în producția de sulf, compuși anorganici și organici care conțin sulf ca reactiv analitic. Extrem de otrăvitoare. Ecuațiile celor mai importante reacții:

chitanta: v industrie- sinteză directă:

H2 + S = H2S(150-200°C)

sau prin încălzirea sulfului cu parafină;

v laboratoare- deplasarea de la sulfuri de catre acizi tari

FeS + 2НCl (conc.) = FeCl 2 + H2S

sau hidroliza completă a compușilor binari:

Al 2 S 3 + 6H 2 O \u003d 2Al (OH) 3 ↓ + 3 H2S

sulfură de sodiu Na2S. Sare anoxica. Alb, foarte higroscopic. Se topește fără descompunere, stabilă termic. Să ne dizolvăm bine în apă, se hidrolizează pe anion, creează mediu puternic alcalin în soluție. Când stă în aer, soluția devine tulbure (sulf coloidal) și devine galbenă (culoare polisulfură). Restaurator tipic. Atașează sulful. Intră în reacții de schimb ionic.

Reacții calitative pe ionul S 2- - precipitarea sulfurilor metalice colorate diferit, dintre care MnS, FeS, ZnS se descompun în HCl (dif.).

Se folosește în producția de coloranți cu sulf și celuloză, pentru îndepărtarea firului de păr a pieilor în timpul bronzării, ca reactiv în chimia analitică.

Ecuațiile celor mai importante reacții:

Na 2 S + 2НCl (razb.) \u003d 2NaCl + H 2 S

Na 2 S + 3H 2 SO 4 (conc.) \u003d SO 2 + S↓ + 2H 2 O + 2NaHSO 4 (până la 50 ° C)

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

Na2S + H2S (sat.) = 2NaHS

Na 2 S (t) + 2O 2 \u003d Na 2 SO 4 (peste 400 ° C)

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

S 2- + M 2+ \u003d MnS (solid) ↓; FeS (negru)↓; ZnS (alb)↓

S 2- + 2Ag + = Ag 2 S (negru) ↓

S 2- + M 2+ \u003d CdS (galben) ↓; PbS, CuS, HgS (negru)↓

3S 2- + 2Bi 3+ \u003d Bi 2 S 3 (scurt - negru) ↓

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

chitanta v industrie- calcinarea mineralului mirabilitate Na 2 SO 4 10H 2 O în prezența agenților reducători:

Na 2 SO 4 + 4H 2 \u003d Na 2 S + 4H 2 O (500 ° C, cat. Fe 2 O 3)

Na 2 SO 4 + 4C (cocs) \u003d Na 2 S + 4CO (800–1000 ° C)

Na 2 SO 4 + 4CO \u003d Na 2 S + 4CO 2 (600–700 ° C)

Sulfura de aluminiu Al2S3. Sare anoxica. Alb, legătura Al–S este predominant covalentă. Se topește fără descompunere sub presiune excesivă de N 2 , se sublimează ușor. Se oxidează în aer la încălzire. Hidrolizat complet de apă, nu precipită din soluție. Descompus de acizi tari. Este folosit ca sursă solidă de hidrogen sulfurat pur. Ecuațiile celor mai importante reacții:

Al 2 S 3 + 6H 2 O \u003d 2Al (OH) 3 ↓ + 3H 2 S (pur)

Al 2 S 3 + 6НCl (razb.) \u003d 2AlCl 3 + 3H 2 S

Al 2 S 3 + 24HNO 3 (conc.) \u003d Al 2 (SO 4) 3 + 24NO 2 + 12H 2 O (100 ° C)

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

chitanta: interacțiunea aluminiului cu sulful topit în absența oxigenului și a umidității:

2Al + 3S = AL 2 S 3(150-200°C)

FeS sulfură de fier(II). Sare anoxica. Negru-gri cu o nuanță verde, refractar, se descompune la încălzire în vid. Când este umed, este sensibil la oxigenul atmosferic. Insolubil în apă. Nu precipită atunci când soluțiile de sare de fier (II) sunt saturate cu hidrogen sulfurat. Descompus de acizi. Este folosit ca materie primă în producția de fier, o sursă solidă de hidrogen sulfurat.

Un compus de fier(III) cu compoziţia Fe 2 S 3 nu este cunoscut (nu este obţinut).

Ecuațiile celor mai importante reacții:

Chitanță:

Fe+S= FeS(600°C)

Fe 2 O 3 + H 2 + 2H 2 S \u003d 9 FeS+ 3H 2 O (700-1000 °C)

FeCI2 + 2NH4HS (ex.) = FeS↓ + 2NH4CI + H2S

Bisulfură de fier FeS2. conexiune binară. Are o structură ionică de Fe 2+ (–S – S–) 2-. Galben închis, stabil termic, se descompune la aprindere. Insolubil în apă, nu reacționează cu acizi diluați, alcalii. Se descompune prin acizi oxidanți, expuși la prăjire în aer. Este folosit ca materie primă în producția de fier, sulf și acid sulfuric, catalizator în sinteza organică. În natură - minerale pirităși marcasit.

Ecuațiile celor mai importante reacții:

FeS 2 = FeS + S (peste 1170 °C, vid)

2FeS 2 + 14H 2 SO 4 (conc., orizont) \u003d 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 (aer) \u003d 8SO 2 + 2Fe 2 O 3 (800 ° C, ardere)

Hidrosulfură de amoniu NH4HS. Sarea acidului anoxic. Alb, se topește sub presiune. Foarte volatil, instabil termic. Se oxidează în aer. Să ne dizolvăm bine în apă, se hidrolizează pe cation și anion (prevalează), creează mediul alcalin. Soluția devine galbenă în aer. Se descompune cu acizi, într-o soluție saturată adaugă sulf. Nu se neutralizează cu alcalii, sarea medie (NH 4) 2 S nu există în soluție (pentru condițiile de obținere a unei sări medii, vezi rubrica „H 2 S”). Este utilizat ca componentă a fotodezvoltatorilor, ca reactiv analitic (precipitator de sulfuri).

Ecuațiile celor mai importante reacții:

NH 4 HS = NH 3 + H 2 S (peste 20 °C)

NH 4 HS + HCl (dif.) \u003d 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 (sat. H 2 S) + 2CuSO 4 = (NH 4) 2 SO 4 + H 2 SO 4 + 2CuS↓

chitanta: saturarea unei soluții concentrate de NH 3 cu hidrogen sulfurat:

NH3H2O ​​(conc.) + H2S (g) = NH4HS+ H2O

În chimia analitică, o soluție care conține cantități egale de NH 4 HS și NH 3 H 2 O este în mod convențional considerată o soluție (NH 4) 2 S, iar formula sării medii este utilizată în scrierea ecuațiilor de reacție, deși sulfura de amoniu este complet hidrolizată în apă la NH4HS și NH3H2O.

Dioxid de sulf. Sulfiți

Dioxid de sulf SO2. Oxid acid. Un gaz incolor cu miros înțepător. Molecula are structura unui triunghi incomplet [: S(O) 2 ] (sp 2 -hibridare), conţine legături σ, π S=O. Usor de lichefiat, stabil termic. Să ne dizolvăm bine în apă (~40 l/1 l H 2 O la 20 °C). Formează un polihidrat cu proprietățile unui acid slab, produși de disociere - ionii HSO 3 - și SO 3 2 - . Ion HSO 3 - are două forme tautomere - simetric(neacid) cu structură tetraedrică (sp 3 - hibridizare), care predomină în amestec și asimetric(acid) cu structura unui tetraedru neterminat [: S(O) 2 (OH)] (sp 3 ‑hibridare). Ionul SO 3 2 este de asemenea tetraedric [: S(O) 3 ].

Reacționează cu alcalii, hidrat de amoniac. Agent reducător tipic, agent oxidant slab.

Reacție calitativă– decolorarea „apei cu iod” galben-brun. Un produs intermediar în producția de sulfiți și acid sulfuric.

Se folosește pentru albirea lânii, mătăsii și paielor, conservarea și păstrarea fructelor, ca dezinfectant, antioxidant, lichid de răcire. Otrăvitoare.

Compusul din compoziţia H2SO3 (acid sulfuros) nu este cunoscut (nu există).

Ecuațiile celor mai importante reacții:

Dizolvare în apă și proprietăți acide:

chitanta: în industrie - arderea sulfului în aer îmbogățit cu oxigen și, într-o măsură mai mică, prăjirea minereurilor sulfurate (SO 2 este gaz asociat în timpul prăjirii piritei):

S + O 2 \u003d SO2(280-360°C)

4FeS 2 + 11O 2 = 2Fe 2 O 3 + 8 SO2(800 °C, ardere)

în laborator - deplasare cu acid sulfuric din sulfiți:

BaSO 3 (t) + H 2 SO 4 (conc.) \u003d BaSO 4 ↓ + SO 2 + H 2 O

sulfit de sodiu Na2SO3. Oksosol. Alb. Când este încălzit în aer, se descompune fără să se topească; se topește sub presiunea excesivă a argonului. Când este umed și în soluție, este sensibil la oxigenul atmosferic. Să ne dizolvăm bine în apă, se hidrolizează pe anion. Descompus de acizi. Restaurator tipic.

Reacție calitativă pe ionul SO 3 2- - formarea unui precipitat alb de sulfit de bariu, care este transferat într-o soluție cu acizi tari (HCl, HNO 3).

Este folosit ca reactiv în chimia analitică, componentă a soluțiilor fotografice, neutralizator de clor în albirea țesăturilor.

Ecuațiile celor mai importante reacții:

Chitanță:

Na2C03 (conc.) + SO2 = Na2SO3+CO2

Acid sulfuric. sulfați

Acid sulfuric H2SO4. Oxoacid. Lichid incolor, foarte vâscos (uleios), foarte higroscopic. Molecula are o structură tetraedrică distorsionată (hibridare sp 3), conține legături σ covalente S-OH și legături σπ S=O. Ionul SO 4 2 are o structură tetraedrică regulată. Are o gamă largă de temperatură în stare lichidă (~300 de grade). Când este încălzit peste 296 °C, se descompune parțial. Se distilează sub formă de amestec azeotrop cu apă (fracția de masă a acidului 98,3%, punctul de fierbere 296–340 ° C), descompunându-se complet atunci când este încălzit mai puternic. Miscibil la nesfârșit cu apă (puternic exo-efect). Acid puternic în soluție, neutralizat de alcalii și hidrat de amoniac. Transformă metalele în sulfați (cu un exces de acid concentrat se formează hidrosulfați solubili în condiții normale), dar metalele Be, Bi, Co, Fe, Mg și Nb sunt pasivate în acid concentrat și nu reacţionează cu acesta. Reacționează cu oxizii și hidroxizii bazici, descompune sărurile acizilor slabi. Un oxidant slab într-o soluție diluată (datorită H I), unul puternic într-o soluție concentrată (datorită S VI). Se dizolvă bine SO 3 și reacționează cu acesta (se formează un lichid gras uleios - oleum, conţine H2S2O7).

Reacție calitativă pe ionul SO 4 2- - precipitarea sulfatului de bariu alb BaSO 4 (precipitatul nu este transferat într-o soluție cu acizi clorhidric și acizi azotic, spre deosebire de precipitatul alb de BaSO 3).

Este utilizat în producția de sulfați și alți compuși ai sulfului, îngrășăminte minerale, explozivi, coloranți și medicamente, în sinteza organică, pentru „deschiderea” (prima etapă de prelucrare) a minereurilor și mineralelor importante din punct de vedere industrial, în epurarea produselor petroliere, electroliza apei, ca electrolit pentru bateriile cu plumb. Otrăvitor, provoacă arsuri ale pielii. Ecuațiile celor mai importante reacții:

chitanta v industrie:

a) sinteza SO 2 din minereuri de sulf, sulfuri, hidrogen sulfurat si sulfati:

S + O 2 (aer) = SO2(280-360°C)

4FeS 2 + 11O 2 (aer) = 8 SO2+ 2Fe 2 O 3 (800 °C, ardere)

2H2S + 3O2 (ex.) = 2 SO2+ 2Н 2 O (250–300 °C)

CaSO 4 + C (cocs) \u003d CaO + SO2+ CO (1300–1500 °C)

b) conversia SO 2 în SO 3 într-un aparat de contact:

c) sinteza acidului sulfuric concentrat și anhidru:

H 2 O (difer. H 2 SO 4) + SO 3 \u003d H2SO4(conc., anhidru)

(absorbția SO 3 cu apă pură pentru a obține H 2 SO 4 nu se realizează din cauza încălzirii puternice a amestecului și a descompunerii inverse a H 2 SO 4, vezi mai sus);

d) sinteza oleum- amestecuri de H 2 SO 4 anhidru , acid disulfuric H 2 S 2 O 7 şi exces de SO 3 . SO 3 dizolvat garantează oleum anhidru (când intră apa, se formează imediat H 2 SO 4), ceea ce îi permite transportul în siguranță în rezervoare de oțel.

Sulfat de sodiu Na2SO4. Oksosol. Alb, higroscopic. Se topește și fierbe fără descompunere. Formează un hidrat cristalin (mineral mirabilitate), pierde ușor apa; denumire tehnică Sarea lui Glauber. Să ne dizolvăm bine în apă, nu este hidrolizată. Reacţionează cu H2S04 (conc.), S03. Este redus de hidrogen, cocs atunci când este încălzit. Intră în reacții de schimb ionic.

Este folosit în producția de sticlă, celuloză și vopsele minerale, ca medicament. Conținut în saramura lacurilor sărate, în special în Golful Kara-Bogaz-Gol din Marea Caspică.

Ecuațiile celor mai importante reacții:

Sulfat acid de potasiu KHSO 4 . Oxosală acidă. Alb, higroscopic, dar nu formează hidrați cristalini. Când este încălzit, se topește și se descompune. Să ne dizolvăm bine în apă, în soluție anionul este expus la disociere, mediul de soluție este puternic acid. Neutralizat cu alcalii.

Este utilizat ca componentă a fluxurilor în metalurgie, componentăîngrășăminte minerale.

Ecuațiile celor mai importante reacții:

2KHSO 4 \u003d K 2 SO 4 + H 2 SO 4 (până la 240 ° C)

2KHSO 4 \u003d K 2 S 2 O 7 + H 2 O (320–340 ° C)

KHSO 4 (razb.) + KOH (conc.) \u003d K 2 SO 4 + H 2 O KHSO 4 + KCl \u003d K 2 SO 4 + HCl (450–700 ° C)

6KHSO 4 + M 2 O 3 \u003d 2KM (SO 4) 2 + 2K 2 SO 4 + 3H 2 O (350–500 ° C, M = Al, Cr)

chitanta: Tratarea sulfatului de potasiu cu acid sulfuric concentrat (mai mare de 60%) la rece:

K 2 SO 4 + H 2 SO 4 (conc.) \u003d 2 KHSO 4

Sulfat de calciu CaSO4. Oksosol. Alb, foarte higroscopic, refractar, se descompune la calcinare. CaSO 4 natural apare ca un mineral foarte comun gips CaSO 4 2H 2 O. La 130 ° C, gipsul pierde o parte din apă și trece în gips (gips) ars 2CaSO4H2O (denumire tehnică alabastru). Gipsul complet deshidratat (200 °C) corespunde mineralului anhidrit CaSO4. Puțin solubil în apă (0,206 g / 100 g H 2 O la 20 ° C), solubilitatea scade la încălzire. Reacţionează cu H2S04 (conc.). Restaurat de cocs în timpul fuziunii. Determină cea mai mare parte a rigidității „constante”. apa dulce(pentru detalii vezi 9.2).

Ecuațiile celor mai importante reacții: 100–128 °C

Se folosește ca materie primă în producția de SO 2 , H 2 SO 4 și (NH 4) 2 SO 4 , ca flux în metalurgie, umplutură de hârtie. Un mortar de liant preparat din gips ars „se întărește” mai repede decât un amestec pe bază de Ca(OH)2. Întărirea este asigurată de legarea apei, formarea gipsului sub formă de masă de piatră. Gipsul ars este folosit pentru fabricarea de gips turnat, forme și produse arhitecturale și decorative, plăci și panouri despărțitoare, pardoseli din piatră.

Sulfat de aluminiu-potasiu KAl(SO4)2. Oxosol dublu. Alb, higroscopic. Se descompune la încălzire puternică. Formează un hidrat cristalin alaun de potasiu. Să ne dizolvăm moderat în apă, se hidrolizează pe cation de aluminiu. Reacționează cu alcalii, hidrat de amoniac.

Este folosit ca mordant pentru vopsirea țesăturilor, agent de tăbăcire a pielii, coagulant pentru purificarea apei proaspete, componentă a compozițiilor de dimensionare a hârtiei, agent hemostatic extern în medicină și cosmetologie. Se formează în timpul cristalizării comune a sulfaților de aluminiu și potasiu.

Ecuațiile celor mai importante reacții:

Sulfat de crom (III) - KCr de potasiu (SO4) 2. Oxosol dublu. Roșu (hidrat violet închis, denumire tehnică alaun cropotasic). Când este încălzit, se descompune fără a se topi. Foarte solubil în apă (culoarea gri-albastru a soluției corespunde aquacomplexului 3+), se hidrolizează la cationul crom (III). Reacționează cu alcalii, hidrat de amoniac. Agent oxidant și reducător slab. Intră în reacții de schimb ionic.

Reacții calitative asupra ionului Cr 3+ - reducerea la Cr 2+ sau oxidarea la CrO 4 2- galben.

Este folosit ca agent de tăbăcire pentru piele, ca mordant pentru vopsirea țesăturilor, ca reactiv în fotografie. Se formează în timpul cristalizării comune a sulfaților de crom (III) și potasiu. Ecuațiile celor mai importante reacții:

Sulfat de mangan (II) MnS04. Oksosol. Alb, se topește și se descompune la aprindere. MnSO 4 5H 2 O hidrat cristalin - roșu-roz, denumire tehnică vitriol de mangan. Să ne dizolvăm bine în apă, culoarea roz deschis (aproape incoloră) a soluției corespunde aquacomplexului 2+; hidrolizat la cation. Reacționează cu alcalii, hidrat de amoniac. Agent reducător slab, reacționează cu agenți oxidanți tipici (puternici).

Reacții calitative asupra ionului Mn 2+ - comutația cu ionul MnO 4 și dispariția culorii violet a acestuia din urmă, oxidarea Mn 2+ la MnO 4 și apariția unei culori violet.

Este folosit pentru a obține Mn, MnO 2 și alți compuși de mangan, ca microfertilizant și reactiv analitic.

Ecuațiile celor mai importante reacții:

Chitanță:

2MnO2 + 2H2SO4 (conc.) = 2 MnSO 4+ O 2 + 2H 2 O (100 °C)

Sulfat de fier (II) FeSO4. Oksosol. Alb (hidrat verde deschis, denumire tehnică piatră de cerneală), higroscopic. Se descompune la încălzire. Să ne dizolvăm bine în apă, într-o mică măsură este hidrolizată pe cation. Se oxidează rapid în soluție cu oxigenul atmosferic (soluția devine galbenă și devine tulbure). Reacționează cu acizi oxidanți, alcalii, hidrat de amoniac. Restaurator tipic.

Se folosește ca componentă a vopselelor minerale, electroliților în galvanizare, conservant a lemnului, fungicid, medicament anti-anemie. În laborator, se ia adesea sub formă de sare dublă Fe (NH 4) 2 (SO 4) 2 6H 2 O ( sare Mora) mai rezistent la aer.

Ecuațiile celor mai importante reacții:

Chitanță:

Fe + H2SO4 (dif.) \u003d FeSO4+H2

FeCO3 + H2SO4 (razb.) \u003d FeSO4+ CO2 + H2O

7.4. Nemetale din grupul VA

Azot. Amoniac

Azot- element al perioadei a 2-a și grupa VA a sistemului periodic, numărul de serie 7. Formula electronică a atomului este [ 2 He] 2s 2 2p 3, stări de oxidare caracteristice 0, -III, +III și +V, mai puțin adesea +II, +IV și altele; starea N v este considerată a fi relativ stabilă.

Scala de oxidare a azotului:

Azotul are o electronegativitate mare (3,07), a treia după F și O. Prezintă proprietăți nemetalice (acide) tipice. Formează diverși acizi, săruri și compuși binari care conțin oxigen, precum și cationul de amoniu NH 4 + și sărurile acestuia.

În natură - şaptesprezecelea după elementul de abundență chimică (al nouălea dintre nemetale). Un element vital pentru toate organismele.

Azot N2. Substanță simplă. Este format din molecule nepolare cu o legătură σππ N ≡ N foarte stabilă, ceea ce explică inerția chimică a azotului în condiții normale. Un gaz incolor, insipid și inodor care se condensează într-un lichid incolor (spre deosebire de O2).

Componenta principală a aerului: 78,09% din volum, 75,52% din masă. Azotul fierbe din aerul lichid înainte de oxigenul O 2 . Puțin solubil în apă (15,4 ml / 1 l H 2 O la 20 ° C), solubilitatea azotului este mai mică decât cea a oxigenului.

La temperatura camerei N 2 reacționează numai cu litiul (în atmosferă umedă), formând nitrură de litiu Li 3 N, nitrururile altor elemente sunt sintetizate cu încălzire puternică:

N 2 + 3Mg \u003d Mg 3 N 2 (800 ° C)

Într-o descărcare electrică, N2 reacționează cu fluorul și, într-o măsură foarte mică, cu oxigenul:

Reacția reversibilă de obținere a amoniacului are loc la 500 ° C, sub presiune de până la 350 atm, și întotdeauna în prezența unui catalizator (Fe / F 2 O 3 / FeO, în laborator Pt):

În conformitate cu principiul lui Le Chatelier, o creștere a randamentului de amoniac ar trebui să aibă loc cu o creștere a presiunii și o scădere a temperaturii. Cu toate acestea, viteza de reacție la temperaturi scăzute este foarte mic, astfel încât procesul se desfășoară la 450–500 °C, ajungând la un randament de amoniac de 15%. N2 şi H2 nereacţionat revin în reactor şi prin aceasta măresc gradul de reacţie.

Azotul este pasiv din punct de vedere chimic față de acizi și alcaline, nu suportă arderea.

chitanta v industrie- distilarea fracționată a aerului lichid sau îndepărtarea chimică a oxigenului din aer, de exemplu, prin reacția 2C (cocs) + O 2 \u003d 2CO atunci când este încălzit. În aceste cazuri se obține azot care conține și impurități ale gazelor nobile (în principal argon).

V laboratoare cantități mici de azot pur chimic pot fi obținute printr-o reacție de comutare cu încălzire moderată:

N -III H 4 N III O 2 (t) \u003d N 2 0 + 2H 2 O (60–70 ° C)

NH 4 Cl (p) + KNO 2 (p) \u003d N 2 0 + KCl + 2H 2 O (100 ° C)

Este utilizat pentru sinteza amoniacului, acidului azotic și a altor produse care conțin azot, ca mediu inert pentru procese chimice și metalurgice și depozitarea substanțelor inflamabile.

Amoniac NH3. Compus binar, starea de oxidare a azotului este - III. Un gaz incolor cu un miros caracteristic înțepător. Molecula are structura unui tetraedru incomplet [: N(H) 3)] (sp 3 ‑hibridare). Prezența azotului în molecula de NH 3 a unei perechi donor de electroni în orbitalul hibrid sp 3 determină o reacție de adiție caracteristică a unui cation de hidrogen, cu formarea unui cation amoniu NH4+. Se lichefiază sub presiune pozitivă la temperatura camerei. În stare lichidă, este asociată prin legături de hidrogen. Instabil termic. Să ne dizolvăm bine în apă (mai mult de 700 l/1 l H 2 O la 20 °C); proportia in solutia saturata este = 34% din masa si = 99% din volum, pH = 11,8.

Foarte reactiv, predispus la reacții de adiție. Se dizolvă în oxigen, reacționează cu acizii. Prezintă proprietăți reducătoare (datorită N-III) și oxidante (datorită H I). Se usucă numai cu oxid de calciu.

Reacții calitative- formarea de „fum” alb la contactul cu HCl gazos, înnegrirea unei bucăți de hârtie umezită cu o soluție de Hg 2 (NO 3) 2.

Un produs intermediar în sinteza HNO 3 și a sărurilor de amoniu. Se folosește la producerea de sifon, îngrășăminte cu azot, coloranți, explozivi; amoniacul lichid este un agent frigorific. Otrăvitoare.

Ecuațiile celor mai importante reacții:

chitanta: v laboratoare- deplasarea amoniacului din sarurile de amoniu la incalzire cu var sodic (NaOH + CaO):

sau fierberea unei soluții apoase de amoniac urmată de uscarea gazului.

V industrie amoniacul este sintetizat din azot (vezi) cu hidrogen. Produs de industrie fie sub formă lichefiată, fie sub formă de soluție apoasă concentrată sub denumirea tehnică apa cu amoniac.

Hidrat de amoniac NH3H2O. Legătura intermoleculară. Alb, în ​​rețeaua cristalină - molecule NH 3 și H 2 O, legate printr-o legătură slabă de hidrogen H 3 N ... HOH. Prezentă într-o soluție apoasă de amoniac, o bază slabă (produși de disociere - cation NH 4 - și anion OH -). Cationul de amoniu are o structură tetraedrică regulată (hibridare sp 3). Instabil termic, se descompune complet atunci când soluția este fiartă. Neutralizat de acizi puternici. Prezintă proprietăți reducătoare (datorite N III) într-o soluție concentrată. Intră în reacții de schimb ionic și formare complexă.

Reacție calitativă- formarea de „fum” alb la contactul cu HCl gazos.

Este folosit pentru a crea un mediu ușor alcalin în soluție, în timpul precipitării hidroxizilor amfoteri.

O soluție de amoniac 1M conține în principal NH 3 H 2 O hidrat și doar 0,4% ioni NH 4 + și OH - (datorită disocierii hidratului); astfel, „hidroxidul de amoniu NH4OH” ionic practic nu este conținut în soluție, nu există nici un astfel de compus în hidratul solid. Ecuațiile celor mai importante reacții:

NH 3 H 2 O (conc.) = NH 3 + H 2 O (fierbe cu NaOH)

NH 3 H 2 O + HCl (dif.) \u003d NH 4 Cl + H 2 O

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

8 (NH 3 H 2 O) (conc.) + 3Br 2 (p) \u003d N 2 + 6NH 4 Br + 8H 2 O (40–50 ° C)

2(NH 3 H 2 O) (conc.) + 2KMnO 4 \u003d N 2 + 2MnO 2 ↓ + 4H 2 O + 2KOH

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

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

6(NH3H2O) (conc.) + NiCl2 = CI2 + 6H2O

O soluție de amoniac diluată (3-10%) este adesea numită amoniac(numele a fost inventat de alchimiști) și o soluție concentrată (18,5–25%) - apa cu amoniac(produs de industrie).

Informații similare.

Dioxidul de sulf are o structură moleculară similară cu ozonul. Atomul de sulf din centrul moleculei este legat de doi atomi de oxigen. Acest produs gazos al oxidării sulfului este incolor, emite un miros înțepător și se condensează ușor într-un lichid limpede în condiții schimbătoare. Substanța este foarte solubilă în apă, are proprietăți antiseptice. V cantitati mari primesc SO 2 în industria chimică și anume în ciclul de producere a acidului sulfuric. Gazul este utilizat pe scară largă pentru prelucrarea produselor agricole și alimentare, pentru albirea țesăturilor în industria textilă.

Denumiri sistematice și banale ale substanțelor

Este necesar să înțelegem varietatea de termeni legați de același compus. Nume oficial compuși a căror compoziție chimică reflectă formula SO 2 - dioxid de sulf. IUPAC recomandă utilizarea acestui termen și a echivalentului său în limba engleză, Sulfur dioxide. Manualele pentru școli și universități menționează adesea o altă denumire - oxid de sulf (IV). Cifra romană dintre paranteze indică valența atomului S. Oxigenul din acest oxid este bivalent, iar numărul de oxidare al sulfului este +4. Literatura tehnică folosește termeni învechiți precum dioxidul de sulf, anhidrida acidului sulfuros (produsul deshidratării sale).

Compoziția și caracteristicile structurii moleculare a SO2

Molecula de SO 2 este formată dintr-un atom de sulf și doi atomi de oxigen. Există un unghi de 120° între legăturile covalente. În atomul de sulf are loc hibridizarea sp2 - norii de electroni s și doi p sunt aliniați ca formă și energie. Ele sunt implicate în formarea unei legături covalente între sulf și oxigen. În perechea O-S, distanța dintre atomi este de 0,143 nm. Oxigenul este mai electronegativ decât sulful, ceea ce înseamnă că perechile de electroni de legătură se deplasează din centru spre colțurile exterioare. Întreaga moleculă este și ea polarizată, polul negativ este atomii O, cel pozitiv este atomul S.

Unii parametri fizici ai dioxidului de sulf

Oxid de sulf cvadrivalent la rate normale mediu inconjurator păstrează o stare gazoasă de agregare. Formula pentru dioxid de sulf vă permite să determinați masele sale moleculare și molare relative: Mr (SO 2) \u003d 64,066, M \u003d 64,066 g / mol (poate fi rotunjit la 64 g / mol). Acest gaz este de aproape 2,3 ori mai greu decât aerul (M(aer) = 29 g/mol). Dioxidul are un miros specific ascuțit de sulf ars, care este greu de confundat cu oricare altul. Este neplăcut, irită membranele mucoase ale ochilor, provoacă tuse. Dar oxidul de sulf (IV) nu este la fel de toxic ca hidrogenul sulfurat.

Sub presiune la temperatura camerei, dioxidul de sulf gazos se lichefiază. La temperaturi scăzute, substanța este în stare solidă, se topește la -72 ... -75,5 ° C. Odată cu o creștere suplimentară a temperaturii, apare un lichid, iar la -10,1 ° C, se formează din nou un gaz. Moleculele de SO 2 sunt stabile termic, descompunerea în sulf atomic și oxigen molecular are loc la temperaturi foarte ridicate (aproximativ 2800 ºС).

Solubilitate și interacțiune cu apa

Dioxidul de sulf, atunci când este dizolvat în apă, interacționează parțial cu acesta pentru a forma un acid sulfuros foarte slab. În momentul primirii, se descompune imediat în anhidridă și apă: SO 2 + H 2 O ↔ H 2 SO 3. De fapt, nu acidul sulfuros este prezent în soluție, ci moleculele de SO 2 hidratate. Dioxidul gazos interacționează mai bine cu apa rece, solubilitatea acestuia scade odată cu creșterea temperaturii. În condiții normale, se poate dizolva în 1 volum de apă până la 40 de volume de gaz.

Dioxidul de sulf în natură

Volume semnificative de dioxid de sulf sunt eliberate cu gaze vulcanice și lavă în timpul erupțiilor. Multe activități umane cresc, de asemenea, concentrația de SO 2 în atmosferă.

Dioxidul de sulf este furnizat aerului de către instalațiile metalurgice, unde gazele de eșapament nu sunt captate în timpul prăjirii minereului. Multe tipuri de combustibili fosili conțin sulf, ca urmare, cantități semnificative de dioxid de sulf sunt eliberate în aerul atmosferic în timpul arderii cărbunelui, petrolului, gazului și combustibilului obținut din acestea. Dioxidul de sulf devine toxic pentru oameni la concentrații în aer de peste 0,03%. O persoană începe dificultăți de respirație, pot exista fenomene asemănătoare bronșitei și pneumoniei. O concentrație foarte mare de dioxid de sulf în atmosferă poate duce la otrăvire gravă sau la moarte.

Dioxid de sulf - producție în laborator și în industrie

Metode de laborator:

1. Când sulful este ars într-un balon cu oxigen sau aer, dioxidul se obține după formula: S + O 2 \u003d SO 2.
2. Puteți acționa asupra sărurilor acidului sulfuros cu acizi anorganici mai puternici, este mai bine să luați clorhidric, dar puteți dilua sulfuric:

• Na2S03 + 2HCl \u003d 2NaCl + H2S03;
• Na2SO3 + H2SO4 (dif.) \u003d Na2SO4 + H2SO3;
• H 2 SO 3 \u003d H 2 O + SO 2.

3. Când cuprul interacționează cu acidul sulfuric concentrat, nu se eliberează hidrogen, ci dioxid de sulf:

2H 2 SO 4 (conc.) + Cu \u003d CuSO 4 + 2H 2 O + SO 2.

Metode moderne de producție industrială a dioxidului de sulf:

1. Oxidarea sulfului natural în timpul arderii acestuia în cuptoare speciale: S + O 2 = SO 2.
2. Prăjirea pirita de fier (pirită).

Proprietățile chimice de bază ale dioxidului de sulf

Dioxidul de sulf este un compus activ din punct de vedere chimic. În procesele redox, această substanță acționează adesea ca un agent reducător. De exemplu, atunci când bromul molecular interacționează cu dioxidul de sulf, produșii de reacție sunt acid sulfuric și bromură de hidrogen. Proprietățile oxidante ale SO 2 se manifestă dacă acest gaz este trecut prin apă cu hidrogen sulfurat. Ca urmare, sulful este eliberat, are loc auto-oxidarea-auto-vindecare: SO 2 + 2H 2 S \u003d 3S + 2H 2 O.

Dioxidul de sulf prezintă proprietăți acide. Corespunde unuia dintre cei mai slabi și mai instabili acizi - sulfuros. Acest compus nu există în forma sa pură; este posibil să se detecteze proprietățile acide ale unei soluții de dioxid de sulf folosind indicatori (tornesolul devine roz). Acidul sulfuros dă săruri medii - sulfiți și acid - hidrosulfiți. Printre aceștia se numără compuși stabili.

Procesul de oxidare a sulfului în dioxid în stare hexavalentă în anhidridă sulfurică este catalitic. Substanța rezultată se dizolvă viguros în apă, reacționează cu moleculele de H 2 O. Reacția este exotermă, se formează acid sulfuric, sau mai bine zis, forma sa hidratată.

Utilizarea practică a gazului acru

Principala metodă de producție industrială a acidului sulfuric, care necesită dioxid de element, are patru etape:

1. Obținerea dioxidului de sulf prin arderea sulfului în cuptoare speciale.
2. Purificarea dioxidului de sulf rezultat din toate tipurile de impurități.
3. Oxidare suplimentară la sulf hexavalent în prezența unui catalizator.
4. Absorbția trioxidului de sulf de către apă.

Anterior, aproape tot dioxidul de sulf necesar pentru producerea acidului sulfuric la scară industrială era obținut prin prăjirea piritei ca produs secundar al producției de oțel. Noile tipuri de prelucrare a materiilor prime metalurgice folosesc mai puțină ardere a minereului. Prin urmare, sulful natural a devenit principala materie primă pentru producția de acid sulfuric în ultimii ani. Rezerve mondiale semnificative ale acestei materii prime, disponibilitatea ei fac posibilă organizarea prelucrării la scară largă.

Dioxidul de sulf este utilizat pe scară largă nu numai în industria chimică, ci și în alte sectoare ale economiei. Fabricile de textile folosesc această substanță și produsele interacțiunii sale chimice pentru a înălbi mătasea și țesăturile de lână. Acesta este unul dintre tipurile de albire fără clor, în care fibrele nu sunt distruse.

Dioxidul de sulf are proprietăți dezinfectante excelente, care este folosit în lupta împotriva ciupercilor și bacteriilor. Dioxidul de sulf este folosit pentru fumigarea depozitelor agricole, butoaielor de vin și pivnițelor. SO 2 este utilizat în industria alimentară ca agent conservant și antibacterian. Adăugați-l la siropuri, înmuiați fructe proaspete în el. Sulfitizare
sucul de sfeclă de zahăr decolorează și dezinfectează materiile prime. Piureurile și sucurile de legume conservate conțin și dioxid de sulf ca agent antioxidant și conservant.