4.DOC.
Svovel. Hydrogensulfid, sulfider, hydrosulfider. Svoveloksider (IV) og (VI). Svovelsyre og svovelsyrer og deres salter. Svovelsyreestere. Natriumtiosulfat
4.1. Svovel
Svovel er en av de få kjemiske elementene som allerede har hatt en person i flere årtusener. Det er mye spredt natur og forekommer både i fri medarbeidende (innfødt svovel), så i forbindelsen. Mineraler som inneholder svovel kan deles inn i to grupper - sulfider (cchedes, glans, mettet) og sulfater. Det opprinnelige svovelet i store mengder finnes i Italia (Sicilia Island) og USA. I CIS er de native svovelfeltene tilgjengelige i Volga-regionen, i de statene i Sentral-Asia, på Krim og andre områder.
Mineralene i den første gruppen inkluderer blyglans PBS, kobberglitter Cu 2 s, sølvglans - AG 2 s, sinkfusk - Ka - Zns, kadmiumfusk - CDer, pyritt eller jerntall - Fes 2, Halcopyrite - Cufes 2, Cynanar - Hgs.
Mineralene i den andre gruppen inkluderer Caso 4 2N20, Mirabilite (Glauberova-salt) - Na2S04 10N20, ki-nuller - MgS04 H20.
Svovelet er inneholdt i organismer av dyr og planter, da det er inkludert i sammensetningen av proteinmolekyler. Organiske svovelforbindelser er inneholdt i olje.
Å skaffe
1. Ved å skaffe svovel fra naturlige forbindelser, så som svovelvulfur, oppvarmes det til høye temperaturer. Den grå Cchedan dekomponerer med dannelsen av jernsulfid (II) og svovel:
2. Svovelet kan oppnås ved oksydasjon av hydrogensulfid med en ulempe med oksygen ved reaksjon:
2H 2 S + O 2 \u003d 2S + 2N 2 O
3. For tiden ble utarbeidelsen av svovel med karbondioksydkarbon så 2 - biprodukt spredt under smelting av metaller fra svovelmalm:
SO 2 + C \u003d CO 2 + S
4. Eksosgassene av metallurgisk og koksovn innebærer en blanding av svoveldioksid og hydrogensulfid. Denne blandingen føres ved høye temperaturer over katalysatoren:
H 2 S + SO 2 \u003d 2H 2 O + 3S
^ Fysiske egenskaper
Svovelet er et solidt skjøre stoff av sitron gul. Det er praktisk talt uoppløselig i vann, men det er godt kreativt i CS 2-overiljøvelse og noen andre løsningsmidler.
Han oppvarmer ikke varme og elektrisk strøm. Svovel danner flere allotropiske modifikasjoner:
1 . ^ Rhombic svovel (Mest stabile), krystaller har typen oktakedra.
Når svovel er oppvarmet, blir fargen og viskositetsendringene: Første gule dannes, og da temperaturen øker, blir det mørkt og blir gjort så viskøs at den ikke strekker seg fra testrøret, med ytterligere oppvarming av viskositeten faller igjen, og ved 444, 6 ° C koker.
2. ^ Monoklinisk svovel - Modifikasjon i form av mørke gule nålkrystaller, oppnås med en langsom kjøling av smeltet svovel.
3. Plast svoveldet dannes hvis svovelet oppvarmet til kokingen helles i kaldt vann. Det er lett strukket som gummi (se fig. 19).
Naturlig svovel består av en blanding av fire stabile isotoper: 32 16 S, 33 16 S, 34 16 S, 36 16 S.
^ Kjemiske egenskaper
Svovelatom, som har et ufullstendig eksternt energinivå, kan feste to elektroner og vise en grad
Oksidasjon -2. En slik grad av svoveloksydasjon utviser i forbindelser med metaller og hydrogen (Na2S, H2S). Med retur- eller forsinkende elektroner til atomet til et mer elektronegativt element, kan graden av svoveloksydasjon være +2, +4, +6.
Det er relativt inert, men med en økning i temperaturen øker reaktiviteten med temperaturøkningen. 1. Med svovelmetaller utviser oksidative egenskaper. Med disse reaksjonene dannes sulfider (med gull, platina og iridium reagerer ikke): Fe + S \u003d Fes
2. Med hydrogen under normale forhold til svovel, samhandler den ikke, og ved 150-200 ° C fortsetter reversibel:
3. I reaksjonene med metaller og med hydrogen svovel oppfører seg som et typisk oksidasjonsmiddel, og i nærvær av sterke oksidanter, rehabiliteringsegenskaper.
S + 3F 2 \u003d SF 6 (IOD reagerer ikke)
4. Forbrenningen av svovel i oksygen strømmer ved 280 ° C, og i luft ved 360 ° C. Samtidig dannes en blanding av SO 2 og SO 3:
S + O 2 \u003d SO 2 2S + 3O 2 \u003d 2SO 3
5. Når det er oppvarmet uten lufttilgang, er svovelet direkte medforbedret med fosfor, karbon, som viser oksidative egenskaper:
2p + 3S \u003d P 2 S 3 2S + C \u003d CS 2
6. Når du samhandler med komplekse stoffer, oppfører svovel hovedsakelig som reduksjonsmiddel:
7. Sera er i stand til disproportionation-reaksjoner. Så, når kokende svovelpulver med alkalier, er sulfitter og sulfider dannet:
applikasjon
Svovelet er mye brukt i industrien og landlige ho. Omtrent halvparten av produksjonen blir brukt for å oppnå svovelsyre. Bruk svovel for vulkanisering av gummi: Mens gummi blir til gummi.
I form av et svovel (tynt pulver) svovel som brukes til å bekjempe vingård og bomullssykdommer. Det er fullført for å skaffe pulver, kamper, lysende komposisjoner. I medisin forberedte svovelmasser for behandling av hudsykdommer.
4.2. Hydrogensulfid, sulfider, hydrosulfider
Hydrogen sulfid er en analog vann. Hans elektroniske formel
Det viser at to p-elektron av utseendet på svovelatomet deltar i dannelsen av H-S-H-tilkoblinger. H 2 s molekyl har en vinkelform, så det er polar.
^ Finne i naturen
Hydrogensulfidet er funnet i naturen i vulkanske gasser og i vannet i noen mineralske kilder, som pyatig-sak, Macesta. Den er dannet i rotting av svovelholdige organiske stoffer av forskjellige dyr og vegetabilske rester. Dette forklarer den karakteristiske ubehagelige lukten av avløpsvann, cesspool og søppeltumper.
Å skaffe
1. Hydrogensulfid kan oppnås ved direkte svovelforbindelse med hydrogen ved oppvarming:
2. Men det oppnås vanligvis ved virkningen av fortynnet saltsyre eller svovelsyre på jernsulfid (III):
2HCl + FES \u003d FeCl 2 + H2S \u003d 2H + + FES \u003d Fe 2+ + H 2 S4 Denne reaksjonen utføres ofte i CYPA-apparatet.
^ Fysiske egenskaper
Under normale forhold er hydrogensulfid en fargeløs gass med en sterk karakteristisk lukt av rotte egg. Veldig giftig, med en go-in-hazanie binder til hemoglobin, forårsaker lammelse som
Ko fører til døden. I lave konsentrasjoner mindre farlig. Det er nødvendig å jobbe med det i eksosskap eller med hermetisk lukkede enheter. Det tillatte innholdet i H 2 S i industrielle lokaler er 0,01 mg i 1 l luft.
Hydrogensulfidet er relativt løselig i vann (ved 20 ° C i 1 volum vann, 2,5 sulfidvolum er oppløst).
Hydrogensulfidoppløsningen i vann kalles hydrogensulfidvann eller hydrogensulfidsyre (det detekterer egenskapene til svak syre).
^ Kjemiske egenskaper
1, med sterk oppvarming, er hydrogensulfid nesten helt ødelagt i dannelsen av svovel og hydrogen.
2. Gasset hydrogensulfid brenner i luft med en blå flamme med dannelsen av svoveloksid (IV) og vann:
2h 2 S + 3O 2 \u003d 2SO 2 + 2N 2
Med mangel på oksygen dannes svovel og vann: 2H 2 S + O 2 \u003d 2S + 2N 2 O
3. Hydrogen sulfid er et ganske sterkt reduksjonsmiddel. Dette er hans viktige kjemiske eiendom kan forklares så. I løsning av H2 S, gir den relativt lett elektroner med luft oksygen molekyler:
Samtidig oksiderer luftoksygen hydrogensulfid til svovel, noe som gjør det hummate hydrogen sulfidvannet:
2H 2 S + O 2 \u003d 2S0 + 2H 2 O
Dette forklarer at hydrogensulfid ikke akkumuleres i svært store mengder i naturen i rotasjonen av organiske stoffer - luft oksygen oksiderer det i et fri svovel.
4, hydrogen sulfid reagerer kraftig med halogenløsninger, et eksempel:
H 2 S + I 2 \u003d 2HI + S4 er valget av svovel og misfarging av jodoppløsningen.
5. Forskjellige oksidasjonsmidler reagerer kraftig med hydrogensulfid: Et fritt svovel dannes under henting av salpetersyre.
6. Hydrogensulfidoppløsningen har en sur respons på grunn av dissocia:
H 2 Sn + + HS - HS - H + + S -2
Vanligvis råder det første etappen. Det er en svært svak syre: svakere kull, som vanligvis forskyver H 2 s fra sulfider.
Sulfider og hydrosulfider
Hydrogensulfidsyre, som en to-akse, danner to rader med salter:
Middels sulfider (Na 2 s);
Sur - hydrosulfider (NAH).
Disse saltene kan oppnås: - Interaksjonen av hydroksyder med hydrogensulfid: 2NAOH + H2S \u003d Na 2 S + 2N 2
Direkte samhandling av svovel med metaller:
Salleley Exchange Reaksjon med H 2 S eller mellom saltene:
PB (nr. 3) 2 + Na 2 S \u003d PBS0 + 2Nano 3
CUSO 4 + H 2 S \u003d CUS + H2SO4 CU 2+ + H 2 S \u003d CUS + 2H +
Hydrosulfider er nesten alle godt oppløselige i vann.
Alkalisk og jordalkalimetallsulfider er også lettløselige i vann, fargeløs.
Tungmetaller sulfider er praktisk talt uoppløselig eller lavoppløselig i vann (FES, MNS, Zns); Noen av dem oppløses ikke i fortynnede syrer (CUS, PBS, HGS).
Som salter av svake syre, sulfider i vandige løsninger SIL-men hydrolysert. For eksempel har alkalimetallsulfidene når det er oppløst i vann en alkalisk reaksjon:
Na 2 s + nonnahs + NaOH
Alle sulfider, som hydrogensulfid, er energiske reduksjonsmidler:
3pbs -2 + 8hn +5 o 3 (RSC) \u003d 3PBS +6 O 4 + 4N 2 O + 8N +2 O
Noen sulfider har en typisk farge: cus og PBS - svart, CDer - gul, Zns - Hvit, MNS - Rosa, SNS - Brown, Al 2 S 3 - Orange. På den forskjellige løseligheten av sulfider og forskjellige farger på mange av dem, er kvalitativ analyse av kationer grunnlagt.
^ 4.3. Svoveloksid (IV) og svovelsyre
Svovel (IV) oksid, eller svovelgass, under normale forhold, fargeløs gass med en skarp stilegel lukt. Ved avkjøling til -10 ° C er flytende i en fargeløs væske.
Å skaffe
1. I laboratorievilkårene oppnås svoveloksid (IV) fra solter av svovelsyre med sterke syrer på dem:
NA2SO3 + H2SO4 \u003d Na2S04 + S02 + H20 2NAHSO3 + H2SO4 \u003d Na2S04 + 2S02 + 2H202HSO - 3 + 2H + \u003d 2SO 2 + 2h 2 o
2. Også den svovelholdige gassen dannes når samspillet mellom den konsentriske svovelsyre er interaksjon ved oppvarming med lavaktive metaller:
Cu + 2h 2 så 4 \u003d cuso 4 + så 2 + 2n 2
CU + 4N + + 2SO 2-4 \u003d CU 2+ + SO 2- 4 + SO 2 + 2H 2 O
3. Svoveloksid (IV) dannes også ved brenning av svovel i luft eller oksygen:
4. I industrielle forhold oppnås SO 2 ved å skyte pyritt FES 2 eller svovelholdige malmer av ikke-jernholdige metaller (sinkdekking Zns, blyskinn PBS, etc.):
4fes 2 + 11o 2 \u003d 2FE 2 O 3 + 8SO 2
Strukturell formel så 2 molekyl:
I dannelsen av bindinger i SO2-molekylet deltar svovelelektronen og fire elektron fra to oksygenatomer. Den gjensidige repulsjonen av bindende elektroniske par og det ikke-delt e-paret svovel gir molekylet vinkelform.
Kjemiske egenskaper
1. Svoveloksid (IV) utviser alle egenskapene til sure oksider:
Vanninteraksjon
Interaksjon med alkalier,
Samspill med hovedoksidene.
2. For svoveloksid (IV), er erstatningsegenskaper karakterisert:
S +4O2 + o 0 2 2S +6O -23 (i nærvær av en katalysator, når den er oppvarmet)
Men i nærvær av sterke reduksjonsmidler, oppfører 2 som et oksidasjonsmiddel:
Redoks-dualiteten av svoveloksid (IV) forklares av det faktum at svovelet har en oksidasjonsgrad på +4 i den, og det kan derfor gi 2 elektroner, oksyd til S +6 og ta 4 elektroner, gjenopprette til s °. Manifestasjonen av disse eller andre egenskaper avhenger av arten av den reagerende komponenten.
Svoveloksid (IV) er godt oppløselig i vann (i 1 volum ved 20 ° C. 40 volumer av så 2 oppløses). Samtidig dannes en svovelsyre bare i vandig løsning:
Så 2 + h 2 oh 2 så 3
Reaksjonen er reversibel. I en vandig løsning av svoveloksyd (IV) og svovelsyre er i kjemisk likevekt, som kan forskyves. Ved binding H2SO3 (nøytralisering av syre
Du) reaksjonen fortsetter mot dannelsen av svovelsyre; Ved fjerning av SO 2 (rensing gjennom en nitrogenoppløsning eller oppvarming) fortsetter reaksjonen mot utgangsmaterialene. I løsningen av svovelsyre er det alltid svoveloksid (IV), som passer til en skarp lukt.
Sulnyary syre har alle syreegenskaper. I det rase arbeidet gikk dissociatene:
H 2 så 3 n + + hso - 3 hso - 3 n + + så 2-3
Termisk ustabil, flygende. Svovelsyre, som en to-akse, danner to typer salter:
Medium - sulfitter (Na2S03);
Sur - hydrosulfitt (NaHSO 3).
Sulfittene dannes med komplett syre nøytralisering av alkali:
H 2 så 3 + 2naoh \u003d na 2 så 3 + 2n 2
Hydrosulfitter oppnås med mangel på alkali:
H 2 SO 3 + NAOH \u003d NAHSO 3 + H 2 O
Svovelsyre og dets salter har både oksidative og reduksjonsegenskaper, som bestemmes av reaksjonspartneren.
1. Så, under oksygens virkning oksyderes sulfitter til Sul Fatov:
2NA 2 S +4O3 + 020 \u003d 2NA 2 S +6O -2 4
Enda enklere oppstår oksydasjonen av svovelsyrebrom og permanganatkalium:
5h 2 S +4O3 + 2KMN +7O4 \u003d 2H2S +6O4 + 2MN +2S +6O4 + K2S +6O4 + 3N 2 O
2. I nærvær av mer energiske reduksjonsmidler, utviser sulfittene oksidative egenskaper:
Alkalimetallhydro-sulfitter og alkalimetallsulfitter oppløses fra svovelsalter.
3. Siden H2SO3 er svak syre, med virkningen av kit-partiet på sulfitter og hydrosulfitter, så er 2 valgt. Denne metoden brukes vanligvis ved mottak av så 2 i laboratorieforhold:
NAHSO 3 + H2SO4 \u003d NA2SO4 + SO 2 + H 2 O
4. Vannoppløselige sulfitter blir lett utsatt for hydrolyse, som følge av hvilken konsentrasjonen av OH øker i løsningen:
Na 2 så 3 + nonnahso 3 + NaOH
applikasjon
Svoveloksid (IV) og svovelsyre blåste mange fargestoffer, danner fargeløse forbindelser med dem. Sistnevnte kan igjen dekomponere når den er oppvarmet eller i lys, i resultatet av hvilken farge som er gjenopprettet. Følgelig er blekningsvirkningen så 2 og H2SO3 forskjellig fra virvelvinden av klor. Vanligvis rccid svovel (iv) hvite ull, silke og halm.
Svoveloksid (iv) dreper mange mikroorganismer. Derfor, for ødeleggelsen av muggvesker, legger de vekt på rå kjeller, kjeller, vinfat, etc. Det brukes også under transportkanne og lagring av frukt og bær. I store mengder svoveloksyd IV) brukes til å oppnå svovelsyre.
Viktig bruk er en løsning av CAHSO3 kalsiumhydrosulfittoppløsning (sulfittvann), som behandles med tre og papirbane.
^ 4.4. Svoveloksid (VI). Svovelsyre
Svoveloksid (VI) (se tabell 20) - en fargeløs væske, størknet ved en temperatur på 16,8 ° C i en fast krystallinsk masse. Det absorberer fuktighet veldig mye, danner en svovelsyre: så 3 + H20 \u003d H 2 så 4
Tabell 20. Svoveloksidegenskaper
Oppløsningen av svoveloksid (VI) i vann er ledsaget av separasjonen av en betydelig mengde varme.
Svoveloksid (VI) er meget godt løselig i konsentrert svovelsyre. Så 3 oppløsning i vannfri syre kalles oleum. Olje kan inneholde opptil 70% så 3.
Å skaffe
1. Svoveloksid (VI) oppnås ved oksydasjon av svovelgass-oksygenhuset i nærvær av katalysatorer ved en temperatur på 450 ° C (se Oppnå svovelsyre):
2SO 2 + O 2 \u003d 2SO 3
2. En annen metode for oksidasjon SO2 til SO 3 er anvendelse av nitrogenoksyd som oksidasjonsmiddel (IV):
Det resulterende oksydet av nitrogen (II) ved interaksjon med et oksygenhus av luft enkelt og raskt blir til nitrogenoksyd (IV): 2NO + O 2 \u003d 2NO 2
Som kan brukes igjen i så 2 oksidasjon. Deretter fungerer ingen 2 som en oksygenbærer. Denne metoden for oksidasjon så 2 til så 3 kalles nitrogen. Så 3 molekyl har en trekantform, i midten av hvilken
Det er et svovelatom:
En slik struktur skyldes gjensidig frastøtelse av slipset elektroniske par. På deres formasjon ga svovelatomet seks eksterne elektroner.
Kjemiske egenskaper
1. SO 3 - Typisk surt oksid.
2. Svoveloksid (VI) har egenskapene til en sterk oksidasjonsmiddel.
applikasjon
Svoveloksid (VI) brukes til å produsere svovelsyre. Det viktigste er kontaktmetoden for å skaffe seg
Svovelsyre. Ved denne metoden er det mulig å oppnå H2SO4 av en hvilken som helst konsentrasjon, så vel som oleum. Prosessen består av tre trinn: å oppnå så 2; oksidasjon så 2 i så 3; Oppnå H 2 så 4.
SO 2 er oppnådd ved å skyte pyritt FES 2 i spesielle ovner: 4fes 2 + 11o 2 \u003d 2f 2 o 3 + 8SO 2
For å akselerere avfyringen, blir pyritten pre-knust, og for en mer fullstendig utbrenning av svovel, blir mye større luft (oksygen) innført enn reaksjonen administreres. Gassen som kommer ut av avfyringsovnen består av svoveloksid (IV), oksygen, nitrogen, arsenforbindelser (fra urenheter i cchedan) og vanndamp. Det kalles stekepassen.
Den fugglede gassen gjennomgår forsiktig rengjøring, som til og med et lite innhold av arsenforbindelser, så vel som støv og fuktighet forgiftet katalysatoren. Fra forsterkningene av arsen og fra støv, blir gassen rengjort, passerer den gjennom spesielle elektrofiltre og et skyllingstårn; Fuktighet absorberes av det konsentriske badet med svovelsyre i tørketårnet. Det rensede gassholdige oksygen oppvarmes i varmeveksleren til 450 ° C og går inn i kontaktenheten. Inne i kontaktapparatet er det gitterhyller fylt med en katalysator.
Tidligere ble finmetallplatina brukt som katalysator. Deretter ble det erstattet av vanadiumforbindelser - Vanadiumoksyd (V) v 2 5 eller Sul Fat Vanadil Voso 4, som er billigere enn platina og langsommere gift.
Så 2 oksidasjonsreaksjon i så 3 reversibel:
2SO 2 + O 2 2SO 3
En økning i oksygeninnholdet i avfyringsgassen øker utbyttet av svoveloksid (VI): Ved en temperatur på 450 ° C, når den vanligvis 95% og høyere.
Det resulterende svoveloksydet (VI) blir videreført ved fremgangsmåten for pro-tivotok til det absorberende tårnet, hvor det absorberes av den konverrerte svovelsyre. Siden det er mettet, blir vannfri svovelsyre omgjort til, og deretter oleum. I fremtiden fortynnes oleum til 98% svovelsyre og tilføres i CounterShells.
Strukturell formel av svovelsyre:
^ Fysiske egenskaper
Svovelsyre - Alvorlig fargeløs oljeaktig væskebenkrystallisering ved + 10,4 ° C, nesten to ganger ( \u003d 1,83 g / cm 3) tyngre enn vann lukter ikke, ikke-flyktig. Ekstremt gig-rosskopisk. Det absorberer fuktighet med frigjøringen av en stor mengde varme, så det er umulig å sette vann til konsentrert svovelsyre - Syresprasken vil forekomme. Til
Databasene trenger svovelsyre for å helle i små porsjoner til vann.
Vannfri svovelsyre oppløses opp til 70% svoveloksid (VI). Når det er oppvarmet, spaltes det 3 til det er dannet med en løsning med en massefraksjon av H2S04 98,3%. Vannfri H 2 så 4 driver nesten ikke en elektrisk strøm.
^ Kjemiske egenskaper
1. Med vann blandet i noen forhold og former hydrater av forskjellige sammensetninger:
H2SO4H20, H2SO4 2N20, H2SO4 3N20, H2SO4 4N20, H2SO4 6,5N 2 O
2. Konsentrert svovelsyre forstyrret organiske stoffer - sukker, papir, tre, fiber, fra dem vannelementer:
Fra 12 timer 22 o 11 + H2SO4 \u003d 12C + H2SO 4 11N 2 O
Det resulterende kullet kommer delvis inn i interaksjon med syre:
En tørking av gasser er basert på absorpsjon av vann med svovelsyre.
Som en sterk, ikke-flyktig syre H2 så 4 forskyver andre sursalter fra tørre salter:
Nano 3 + h 2 så 4 \u003d Nahso 4 + hno 3
Men hvis du legger til, h2 så 4 til salter, forekommer ikke forskyvningen av syrer.
H 2 SO 4 - Sterk dibasinsyre: H 2 så 4 n + + HSO - 4 HSO - 4 H + + SO 2-4
Den har alle egenskapene til ikke-flyktige sterke syrer.
Fortynnet svovelsyre er karakterisert ved alle egenskaper av ikke-oksydantsyrer. Nemlig: samhandler med metall, som står i en elektrokjemisk rad av metallspenninger til hydrogen:
Samspillet med metaller skyldes gjenopprettelsen av hydrogenioner.
6. Konsentrert svovelsyre er en energisk oksidant. Ved oppvarming oppvarmer det meste av metallet, inkludert de som står i den elektrokjemiske spenningen etter hydrogen, reagerer ikke bare med platina og askevolum. Avhengig av aktiviteten til metallet som gjenopprettingsprodukter, S -2, S ° og S +4 kan være.
På kulde samhandler konsentrert svovelsyre ikke med så sterke metaller som aluminium, jern, krom. Dette forklares av passivering av metaller. Denne funksjonen er mye brukt når du transporterer den i jernbeholderen.
Men når oppvarmet:
Dermed er konsentrert svovelsyre sammenkoplet med metaller på grunn av reduksjon av syreformasjonsatomer.
Den høye reaksjonen på så 2-4 sulfation er dannelsen av et hvitt krystallinsk utfelling baso 4, uoppløselig i vann og syrer:
Så 2- 4 + ba +2 baso 4
applikasjon
Svovelsyre er et viktig produkt av den viktigste kjemiske industrien som er engasjert i produksjonen av ikke-
Organiske syrer, alkalier, salter, mineralgjødsel og klor.
Ifølge en rekke bruk har svovelsyre opptar en perica blant syrene. Den største er brukt til å oppnå fosfat og nitrogen gjødsel. Å være ikke-skatt, er svovelsyre brukt til å oppnå annet kitt-lot - saltsyre, fluor, fosfor og eddiksyre.
Det går mye å rengjøre oljeprodukter - bensin, kero-blå, smøreoljer - fra skadelige urenheter. I den maskinbaserte svovelsyre renses overflaten av metallet fra oksider før belegg (nikkelokalisering, krom, etc.). Svovelsyre brukes i produksjon av eksplosiver, kildefibre, fargestoffer, plast og mange andre. Det brukes til å fylle batterier.
Svovelsyresalter er viktige.
^ NatriumsulfatNa2SO4 krystalliseres fra vandige løsninger i form av hydrat Na2S04 10N20, som kalles Glaubero-salt. Den brukes i medisin som avføringsmiddel. Vannfritt natriumsulfat brukes i produksjon av brus og glass.
^ Ammoniumsulfat(NH4) 2 så 4 - nitrogen gjødsel.
SulfatkaliumK 2 så 4 - Potash gjødsel.
Kalsiumsulfat SSO 4 er funnet i naturen i form av Mine-La Gips Caso 4 2N20. Ved oppvarming til 150 ° C, mister den en del av vannet og beveger seg i 2CASO 4 H20-sammensetning, kalt liner gips eller alabaster. Alebaster Ved kneading med vann i en tøff masse etter en stund igjen hardt avvik, blir til Caso 4 2N 2 O. Gipset er mye brukt i byggebransjen (gips).
^ MagnesiumsulfatMgS04 er inneholdt i sjøvann, og løfter henne bitter smak. Krystallhydrat, kalt bittert salt, brukes som avføringsmiddel.
Vitrios- Teknisk navn på Fe, Cu, Zn, Ni, CO-metallsulfatkrystallinsk (dehydrert soddehydrert salter). Kobber Kuner.Cuso 4 5n 2 o er et giftig stoff av blått. Det sprayes med en fortynnet løsning og ruller frøene før såing. InkstoneFESO 4 7n 2 O - lysegrønn stoff. Pleide å bekjempe skadedyr av planter, matlaging blekk, mineralmaling, etc. Zinci-Vigor.ZnSO 4 7n 2 o brukes i produksjon av mineralmaling, i tverrtrykk, medisin.
^ 4.5. Svovelsyreestere. Natriumtiosulfat
Surround Essentials inkluderer dialkylsulfater (RO 2) så 2. Disse er høykokende væsker; lavere løselig i vann; I nærvær av alkalismer dannes alkohol og svovelsyresalter. Nedre dialkylsulfater er alkyleringsmidler.
Dietylsulfat(C2 h 5) 2 så 4. Smeltepunktet er -26 ° C, kokepunktet på 210 ° C, oppløselig i alkoholer, uoppløselig i vann. Oppnådd ved samspillet mellom svovelsyre med etanol. YAV er et ledende middel i organisk syntese. Det trengs gjennom huden.
Dimetylsulfat(CH3) 2 så 4. Smeltepunkt -26.8 ° C, kokepunkt 188,5 ° C. Oppløselig i alkoholer, dårlig i vann. Reagerer med ammoniakk i fravær av en solubulær kropp (med en eksplosjon); Noen aromatiske samfunnssulfister, som fenols etere. Den oppnås ved samspillet med 60% olje med metanol ved 150 ° C, er et metyleringsmiddel i organisk syntese. Karsinogen, slående øyne, hud, respiratoriske organer.
^ Natriumtiosulfat Na 2 s 2 o 3
Tyoserinsyre-salt hvor to svovelatomer har forskjellige oksidasjonsgrader: +6 og -2. Den krystallinske substansen er godt oppløselig i vann. Utgitt i form av krystallhydrogenradium Na 2 S203 5H20, i bruk kalt hyposulfitt. Samspillet mellom natriumsulfitt med grå ved koking:
Na 2 så 3 + s \u003d na 2 s 2 o 3
Som tiosersyre er det et sterkt reduksjonsmiddel, det er lett oksydert av klor til svovelsyre:
NA 2S203 +4Cl2 +5N20 \u003d 2H2SO4 + 2NACL + 6NSL
Denne reaksjonen ble basert på bruk av natriumtiosulfat for å absorbere klor (i de første anti-masker).
En noe annerledes oppstår oksydasjon av natriumtiosulfat svake oksidasjonsmidler. I dette tilfellet dannes saltene av tetrationsyre, for eksempel:
2na 2 s 2 o 3 + i 2 \u003d na 2 s 4 o 6 + 2nai
Natriumtiosulfat er et biprodukt i NAHSO 3-produksjon, svovelfarger, ved rengjøring av industrielle gasser fra svovel. Det brukes til å fjerne spor av klor etter bleking av vev, for å trekke ut sølv fra malmer; Den er fastsatt i fotografering, reagens i jodometri, motgift mot forgiftning med arsen, kvikksølv, antiinflammatoriske midler.
Svoveloksid (svovelgass, svoveldioksid, angidrid svovel) er en fargeløs gass som har en skarp karakteristisk lukt under normale forhold (ligner lukten av en passende kamp). Liquenter under trykk ved romtemperatur. Svovelås gassoppløselig i vann, mens ustabil svovelsyre dannes. Dette stoffet er også oppløst i svovelsyre og etanol. Dette er en av hovedkomponentene som er en del av vulkanske gasser.
Svoveldioksid
Fremstillingen av svoveldioksid SO2 er en industriell metode er å brenne svovel- eller sulfidsteking (brukt hovedsakelig pyritt).
4fes2 (pyritt) + 11O2 \u003d 2FE2O3 + 8SO2 (svovelgass).
Under laboratorieforholdene kan svovelgass oppnås ved eksponering for sterke syrer på hydrosulfitt og sulfitt. Samtidig desintegrerer den resulterende svovelsyren umiddelbart i vann- og svovelgass. For eksempel:
NA2SO3 + H2SO4 (svovelsyre) \u003d Na2S04 + H2SO3 (svovelsyre).
H2SO3 (svovelsyre) \u003d H2O (vann) + SO2 (svovelgass).
Den tredje metoden for å oppnå svovelsyreanhydrid består i virkningen av konsentrert svovelsyre når den oppvarmes til lav effektive metaller. For eksempel: Cu (kobber) + 2H2SO4 (svovelsyre) \u003d cusO4 (kobbersulfat) + SO2 (svoveldioksid) + 2H20 (vann).
Kjemiske egenskaper av svoveldioksid
Formelen av svovelgass - SO3. Dette stoffet refererer til syreoksyder.
1. Svoveldioksid oppløses i vann, og svovelsyre dannes. Under normale forhold er denne reaksjonen reversibel.
SO2 (svoveldioksid) + H2O (vann) \u003d H2SO3 (svovelsyre).
2. Med alkalier danner svoveldioksid sulfitter. For eksempel: 2naOH (natriumhydroksyd) + SO2 (svovelgass) \u003d Na2S03 (natriumsulfitt) + H2O (vann).
3. Den kjemiske aktiviteten til svovelgass er stor nok. De mest uttrykte erstatningsegenskapene til svovelanhydrid. I slike reaksjoner øker graden av svoveloksydasjon. For eksempel: 1) SO2 (svoveldioksid) + BR2 (brom) + 2H20 (vann) \u003d H2SO4 (svovelsyre) + 2HBR (bromic); 2) 2S02 (svoveldioksid) + O2 (oksygen) \u003d 2S03 (sulfitt); 3) 5S02 (svoveldioksid) + 2kmno4 (kaliumpermanganat) + 2H20 (vann) \u003d 2H2SO4 (svovelsyre) + 2MNSO4 (mangan sulfat) + K2S04 (kaliumsulfat).
Sistnevnte reaksjon er et eksempel på en reaksjon av høy kvalitet på SO2 og SO3. Den lilla løsningen er misfarging).
4. Under nærvær av sterke reduksjonsmidler kan svovelsyreanhydridet vise oksidative egenskaper. For eksempel, for å fjerne svovel fra eksosgasser i metallurgisk industri, anvendes reduksjonen av svoveldioksid av karbon (CO): SO2 (svoveldioksid) + 2CO (karbonoksyd) \u003d 2CO2 + S (svovel).
Også de oksidative egenskapene til dette stoffet anvendes for å oppnå en fosfin xyloth: pH3 (fosfin) + SO2 (svovelgass) \u003d H3PO2 (fosforsyre) + S (svovel).
Hvor svovelgass brukes
For det meste er svoveldioksid brukt til å oppnå svovelsyre. Det brukes også som i produksjonen av lavt alkoholholdige drikker (vin og andre drikker av gjennomsnittlig priskategori). Takket være egenskapen til denne gassen, dreper de forskjellige mikroorganismer, legger de vekt på varehus og grønnsaksbutikker. I tillegg brukes svoveloksid til blekingull, silke, halm (de materialene som ikke kan blåses av klor). I laboratoriene benyttes svovelgass som et løsningsmiddel og for å oppnå forskjellige solo svovelsyrer.
Fysiologisk påvirkning
Svovelgass har sterke giftige egenskaper. Symptomene på forgiftning er hoste, rennende nese, stemmehesenhet, en slags smak i munnen, en sterk hals. Ved innånding av svoveldioksid i høye konsentrasjoner er det vanskelig å svelge og kvele, en taleforstyrrelse, kvalme og oppkast, det er mulig å utvikle akutt ødem i lungene.
MPC-svovelgass:
- innendørs - 10 mg / m³;
- Gjennomsnittlig daglig maksimum-en i atmosfærisk luft - 0,05 mg / m³.
Følsomhet for svoveldioksid blant enkeltpersoner, planter og dyr er forskjellige. For eksempel, blant trærne mest stabile eik og bjørk, og minst - gran og furu.
Svoveloksid (IV) har sure egenskaper som manifesterer seg i reaksjoner med stoffer som manifesterer grunnleggende egenskaper. Syregenskaper manifesteres ved interaksjon med vann. Samtidig dannes en løsning av svovelsyre:
Graden av oksidasjon av svovel i svovelgassen (+4) bestemmer gjenvinnings- og oksidative egenskaper av svovelgass:
re-tlf: S + 4 - 2E \u003d\u003e S + 6
oK-TEL: S + 4 + 4E \u003d\u003e S0
Gjenvinningsegenskaper manifesteres i reaksjoner med sterke oksidasjonsmidler: oksygen, halogener, salpetersyre, kaliumpermanganat og andre. For eksempel:
2SO2 + O2 \u003d 2SO3
S + 4 - 2E \u003d\u003e S + 6 2
O20 + 4e \u003d\u003e 2o-2 1
Med sterke reduksjonsmidler utviser gass oksidative egenskaper. For eksempel, hvis du blander svovelgass og hydrogensulfid, samhandler de under normale forhold:
2H2S + SO2 \u003d 3S + 2H2O
S-2 - 2E \u003d\u003e S0 2
S + 4 + 4E \u003d\u003e S0 1
Svovelsyre eksisterer bare i løsning. Det er ustabilt og dekomponert på svovelgass og vann. Surrengsyre relaterer ikke til sterke syrer. Det er en syre med middels kraft og dissociates trappet. Ved tilsetning av svovelsyre dannes salt. Svovelsyre gir to rader med salter: middels sulfitter og sur - hydrosulfitt.
Svoveloksid (VI)
Sulfur Trioxide manifesterer syreegenskaper. Det reagerer grundig med vann, mens det er en stor mengde varme. Denne reaksjonen brukes til å oppnå det viktigste produktet av kjemisk industri - svovelsyre.
SO3 + H2O \u003d H2SO4
Siden svovelrioksid har den høyeste oksidasjonen, viser svoveloksid (VI) oksidative egenskaper. For eksempel oksiderer det halogenider, ikke-metaller med lavt elektronegativitet:
2S03 + C \u003d 2S02 + CO2
S + 6 + 2E \u003d\u003e S + 4 2
C0 - 4E \u003d\u003e C + 4 2
Svovelsyre reagerer tre typer: syre-primær, ionutveksling, redoks. Det samhandler også aktivt med organiske stoffer.
Syre-grunnleggende reaksjoner
Svovelsyre utviser sure egenskaper i reaksjoner med baser og hovedoksider. Disse reaksjonene utføres bedre med fortynnet svovelsyre. Siden svovelsyre er en toårig, kan den danne både gjennomsnittlige salter (sulfater) og sure (hydrosulfater).
Ionbytterreaksjoner
For svovelsyre er ionbytterreaksjoner karakterisert. Samtidig samhandler den med oppløsninger av salter, som danner et bunnfall, svakt syre eller uthevende gass. Disse reaksjonene utføres med større hastighet, hvis du tar 45% eller enda mer fortynnet svovelsyre. Separasjonen av gass oppstår i reaksjoner med ustabile syresalter, desintegrerende med dannelsen av gasser (kull, svovelholdig, hydrogensulfid) eller for å danne flyktige syrer, så som salt.
Redox reaksjoner
Den mest sterkt svovelsyre viser egenskapene i Redox-reaksjoner, siden den har den høyeste grad av oksidasjon +6. De oksidative egenskapene til svovelsyre kan detekteres i reaksjonen, for eksempel med kobber.
I svovelsyremolekylet, to oksydante elementer: et svovelatom med C.O. +6 og hydrogenioner h +. Kobber kan ikke oksyderes med hydrogen i graden av oksidasjon +1, men svovel kan. Dette er årsaken til oksidasjon med svovelsyre av et slikt inaktivt metall som kobber.
Svoveloksid (IV) og svovelsyre
Svovel (IV) oksid, eller svovelgass, under normale forhold, fargeløs gass med en skarp stilegel lukt. Ved avkjøling til -10 ° C er flytende i en fargeløs væske.
Å skaffe
1. I laboratorievilkårene oppnås svoveloksid (IV) fra solter av svovelsyre med sterke syrer på dem:
Na2S03 + H2S04 \u003d Na2S04 + S02 + H202NAHSO3 + H2SO4 \u003d Na2S04 + 2S02 + 2H202HSO - 3 + 2H + \u003d 2SO 2 + 2H 2 O.
2. Også den svovelgassen dannes i samspillet mellom konsentrert svovelsyre når de oppvarmes med lavaktive metaller:
Cu + 2h 2 så 4 \u003d cuso 4 + så 2 + 2n 2
CU + 4N + + 2SO 2-4 \u003d CU 2+ + SO 2-4 + SO 2 + 2H 2 O
3. Svoveloksid (IV) dannes også ved brenning av svovel i luft eller oksygen:
4. I industrielle forhold oppnås SO 2 ved å skyte pyritt FES 2 eller svovelholdige malmer av ikke-jernholdige metaller (sinkdekking Zns, blyskinn PBS, etc.):
4fes 2 + 11o 2 \u003d 2FE 2 O 3 + 8SO 2
Strukturell formel så 2 molekyl:
Fire elektroner av svovel og fire elektroner fra to oksygenatomer deltar i dannelsen av bindinger i det 2-molekyl. Den gjensidige frastøtelsen av de bindende elektroniske parene og de gjennomsnittlige sovlene av svovel gir molekylet vinkelform.
Kjemiske egenskaper
1. Svoveloksid (IV) utviser alle egenskapene til sure oksider:
Vanninteraksjon
Interaksjon med alkalier,
Samspill med hovedoksidene.
2. For svoveloksid (IV), er erstatningsegenskaper karakterisert:
S +4O2 + 02 2 '2S +6O -23 (i nærvær av en katalysator, når den er oppvarmet)
Men i nærvær av sterke reduksjonsmidler, oppfører 2 som et oksidasjonsmiddel:
Redoks-dualiteten av svoveloksid (IV) forklares av det faktum at svovelet har en oksidasjonsgrad på +4 i den, og det kan derfor gi 2 elektroner, oksyd til S +6 og ta 4 elektroner, gjenopprette til s °. Manifestasjonen av disse eller andre egenskaper avhenger av arten av den reagerende komponenten.
Svoveloksid (IV) er godt oppløselig i vann (i 1 volum ved 20 ° C. 40 volumer av så 2 oppløses). Samtidig, en eksisterende svovelsyre som finnes i vandig løsning:
Så 2 + h 2 o "H 2 så 3
Reaksjonen er reversibel. I en vandig løsning av svoveloksyd (IV) og svovelsyre er i kjemisk likevekt, som kan forskyves. Ved binding H2SO3 (nøytralisering av syre
du) reaksjonen fortsetter mot dannelsen av svovelsyre; Når SO2 er fjernet (rensing gjennom en nitrogenoppløsning eller oppvarming), fortsetter reaksjonen mot utgangsmaterialene. I løsningen av svovelsyre er det alltid svoveloksid (IV), som gir den en skarp lukt.
Sulnyary syre har alle syreegenskaper. I oppløsning gikk dissocierte:
H 2 så 3 "H + + HSO - 3 HSO - 3" H + + SO 2-3
Termisk ustabil, flygende. Svovelsyre, som en to-akse, danner to typer salter:
Medium - sulfitter (Na2S03);
Sur - hydrosulfitt (NaHSO 3).
Sulfittene dannes med komplett syre nøytralisering av alkali:
H 2 så 3 + 2naoh \u003d na 2 så 3 + 2n 2
Hydrosulfitter oppnås med mangel på alkali:
H 2 SO 3 + NAOH \u003d NAHSO 3 + H 2 O
Svovelsyre og dets salter har både oksidative og reduksjonsegenskaper, som bestemmes av reaksjonspartnerens natur.
1. Så, under oksygens virkning oksyderes sulfitter til sulfater:
2NA 2 S +4O3 + 020 \u003d 2NA 2 S +6O -2 4
Enda enklere oppstår oksydasjonen av svovelsyrebrom og permanganatkalium:
5h 2 S +4O3 + 2KMN +7O4 \u003d 2H2S +6O4 + 2MN +2S +6O4 + K2S +6O4 + 3N 2 O
2. I nærvær av mer energiske reduksjonsmidler, utviser sulfittene oksidative egenskaper:
Alkalimetallløsninger og alkalimetallsulfitter oppløses fra solens svovelsyre.
3. Siden H2SO3 er en svak syre, under virkningen av syrer til sulfitter og hydrosulfitter, er det så valgt 2. Denne metoden brukes vanligvis til å oppnå så 2 i laboratorieforhold:
NAHSO 3 + H2SO4 \u003d NA2SO4 + SO 2 + H 2 O
4. Vannoppløselige sulfitter blir lett utsatt for hydrolyse, som følge av hvilken konsentrasjonen av OH øker i løsningen:
Na 2 så 3 + Nahso 3 + NaOH
applikasjon
Svoveloksid (IV) og svovelsyre blåste mange fargestoffer, danner fargeløse forbindelser med dem. Sistnevnte kan igjen dekomponere når den er oppvarmet eller i lys, noe som resulterer i farging gjenopprettes. Følgelig er blekingseffekten så 2 og H2SO3 forskjellig fra virvelvinden av klor. Vanligvis rccid svovel (iv) hvite ull, silke og halm.
Svoveloksid (iv) dreper mange mikroorganismer. Derfor, for ødeleggelsen av mold sopp, legger de vekt på rå kjeller, kjeller, vinfat, etc. Det brukes også når du transporterer og lagrer frukter og bær. I store mengder svoveloksyd IV) brukes til å oppnå svovelsyre.
Viktig bruk er en løsning av CAHSO3 kalsiumhydrosulfittoppløsning (sulfittvann), som behandles med tre og papirbane.
Svovelet er vanlig i jordskorpen, blant annet er det sekstende stedet. Det er funnet både i fri tilstand og i tilhørende form. Ikke-metalliske egenskaper er karakteristiske for dette kjemiske elementet. Dets latinske navn "svovel" er betegnet av symbol S. Elementet er en del av forskjellige ioner av forbindelser som inneholder oksygen og / eller hydrogen, danner mange stoffer relatert til syre klasser, salter og flere oksyder, som hver kan kalles svoveloksid med Legge til symboler som betegner valensen. Graden av oksidasjon, som den eksisterer i forskjellige forbindelser +6, +4, +2, 0, -1, -2. Svoveloksider er kjent med varierende grader av oksidasjon. Den vanligste er dioksyd og svovelrioksyd. Små monoksid, så vel som den høyeste (unntatt SO3) og nedre oksider av dette elementet er mindre kjent.
Svovelmonoksid
Uorganisk forbindelse, kalt svoveloksyd II, så, i utseende, er dette stoffet en fargeløs gass. Når du kontakter med vann, oppløses det ikke, men reagerer med det. Dette er en svært sjelden forbindelse som bare finnes i et sjeldent gassmiljø. Det så molekylet er termodynamisk ustabilt, svinger i utgangspunktet i S2O2, (kalt disulfur gass eller svovelperoksid). På grunn av det sjeldne utseendet til svovelmonoksyd i vår atmosfære og lav stabilitet i molekylet, er det vanskelig å fullt ut bestemme farene ved dette stoffet. Men i en kondensert eller mer konsentrert form omdannes oksydet til peroksid, som er relativt giftig og kaustisk. Denne forbindelsen er også lett brannfarlig (påminner om denne egenskapen til metan), svoveldioksidet oppnås under forbrenning. Svovel 2 oksid ble oppdaget om IO (en av Venus-atmosfæren og i interstellært medium. Det antas at det er oppnådd som følge av vulkanske og fotokjemiske prosesser. De viktigste fotokjemiske reaksjonene ser slik ut: O + S2 → S + så og SO2 → SO + O.
Svoveldioksid
Sulfur IVoksid, eller svoveldioksid (SO2) er en fargeløs gass med en stiven skarp lukt. Ved en temperatur på minus 10 S går det i en flytende tilstand, og ved en temperatur på minus 73 s herdes. Ved 20 ° C i 1 liter vann oppløses ca. 40 volumer SO2.
Dette svoveloksidet, oppløst i vann, danner svovelsyre, da det er dets anhydrid: SO2 + H2O ↔ H2SO3.
Den samhandler med basene og 2NAOH + SO2 → NA2SO3 + H2O og SO2 + CAO → CASO3.
For svovelgass, egenskaper og oksidasjonsmiddel, og reduksjonsmiddel er karakteristiske. Den oksyderes med luft oksygen til svovelanhydrid i nærvær av en katalysator: SO2 + O2 → 2SO3. Med sterke reduksjonsmidler, som for eksempel hydrogensulfid, spiller oksidantenes rolle: H2S + SO2 → S + H2O.
Svovelgass i industrien brukes hovedsakelig for å oppnå svovelsyre. Svoveldioksidet oppnås ved å brenne svovel eller jerncchedan: 11O2 + 4FES2 → 2FE2O3 + 8SO2.
Svovelsal anhydrid.
Svoveloksid VI, eller svovelrioksyd (SO3) er et mellomprodukt og uavhengig verdi har ikke. I utseende er dette en fargeløs væske. Den koker ved en temperatur på 45 s, og under 17 C blir til en hvit krystallinsk masse. Dette svovelet (med graden av oksidasjon av svovelatomet + 6) er ekstremt hygroskopisitet. Med vann danner den en svovelsyre: SO3 + H2O ↔ H2SO4. Oppløsning i vann, fremhever en stor mengde varme, og hvis du ikke legger til gradvis, og umiddelbart en stor mengde oksyd, kan det forekomme en eksplosjon. Svovelrioksidet er godt oppløst i konsentrert syre svovel med dannelsen av oleum. SO3-innholdet i Oleum når 60%. For denne svovelforbindelsen er preget av alle eiendommer.
Høyere og nedre svoveloksider
Svovelet er en gruppe kjemiske forbindelser med SO3 + X-formelen, hvor X kan være 0 eller 1. Monomeroksydet SO4 inneholder en peroksagruppe (O-O) og karakteriseres av både SO3 oksidert, graden av svoveloksydasjon +6 . Dette svoveloksidet kan oppnås ved lave temperaturer (under 78 k) som et resultat av SO3-reaksjonen og SO3-fotolisen i ozonblandingen.
De nedre svoveloksider er en gruppe kjemiske forbindelser hvor:
- Så (svoveloksid og dets dimer S2O2);
- sno svovelmonoksider (er sykliske forbindelser som består av ringer dannet av svovelatomer, mens N kan være fra 5 til 10);
- S7o2;
- polymere svoveloksider.
Interessen i de nedre svoveloksidene økte. Dette skyldes behovet for å studere innholdet i bakken og utenomjordisk atmosfære.
Laster ...
