Oxid siřičitý (oxid siřičitý, oxid siřičitý, oxid siřičitý) je bezbarvý plyn, který má za normálních podmínek ostrý charakteristický zápach (podobně jako pach zapálené zápalky). Pod tlakem při pokojové teplotě zkapalňuje. Oxid siřičitý je rozpustný ve vodě a tvoří nestabilní kyselinu sírovou. Tato látka je také rozpustná v kyselině sírové a ethanolu. To je jedna z hlavních složek, které tvoří sopečné plyny.

1. Oxid siřičitý se rozpouští ve vodě za vzniku kyseliny siřičité. Za normálních podmínek je tato reakce vratná.

SO2 (oxid siřičitý) + H2O (voda) = H2SO3 (kyselina siřičitá).

2. S alkáliemi tvoří oxid siřičitý siřičitany. Například: 2NaOH (hydroxid sodný) + SO2 (oxid siřičitý) = Na2SO3 (siřičitan sodný) + H2O (voda).

3. Chemická aktivita oxidu siřičitého je poměrně vysoká. Nejvýraznější redukční vlastnosti oxidu siřičitého. Při takových reakcích se zvyšuje oxidační stav síry. Například: 1) SO2 (oxid siřičitý) + Br2 (brom) + 2H2O (voda) = H2SO4 (kyselina sírová) + 2HBr (bromovodík); 2) 2SO2 (oxid siřičitý) + O2 (kyslík) = 2SO3 (siřičitan); 3) 5SO2 (oxid siřičitý) + 2KMnO4 (manganistan draselný) + 2H2O (voda) = 2H2SO4 (kyselina sírová) + 2MnSO4 (síran manganatý) + K2SO4 (síran draselný).

Poslední reakce je příkladem kvalitativní reakce na SO2 a SO3. dochází k fialovému zbarvení).

4. V přítomnosti silných redukčních činidel může oxid siřičitý vykazovat oxidační vlastnosti. Například pro extrakci síry z odpadních plynů v metalurgickém průmyslu se používá redukce oxidu siřičitého oxidem uhelnatým (CO): SO2 (oxid siřičitý) + 2CO (oxid uhelnatý) = 2CO2 + S (síra).

K získání kyseliny fosforečné se také využívají oxidační vlastnosti této látky: PH3 (fosfin) + SO2 (sirný plyn) = H3PO2 (kyselina fosforečná) + S (síra).

Kde se používá oxid siřičitý?

Oxid siřičitý se používá hlavně k výrobě kyseliny sírové. Používá se také při výrobě nízkoalkoholických nápojů (víno a další nápoje střední cenové kategorie). Kvůli vlastnosti tohoto plynu zabíjet různé mikroorganismy jsou jím fumigovány sklady a sklady zeleniny. Kromě toho se oxid sírový používá k bělení vlny, hedvábí, slámy (těch materiálů, které nelze bělit chlórem). V laboratořích se oxid siřičitý používá jako rozpouštědlo a za účelem získání různých solí kyseliny siřičité.

Fyziologický dopad

Oxid siřičitý má silné toxické vlastnosti. Příznaky otravy jsou kašel, rýma, chrapot hlasu, zvláštní chuť v ústech, silná bolest v krku. Inhalace oxidu siřičitého ve vysokých koncentracích způsobuje potíže při polykání a dušení, poruchy řeči, nevolnost a zvracení a může se vyvinout akutní plicní edém.

MAC pro kyselý plyn:
- uvnitř - 10 mg/m³;
- průměrné denní maximum jednorázově v atmosférickém vzduchu - 0,05 mg/m³.

Citlivost na oxid siřičitý se u jednotlivců, rostlin a zvířat liší. Například mezi stromy jsou nejodolnější dub a bříza, nejméně odolává smrk a borovice.

Chemické vlastnosti

Fyzikální vlastnosti

Za normálních podmínek je sirovodík bezbarvý plyn se silným charakteristickým zápachem po zkažených vejcích. T pl \u003d -86 ° С, T kip \u003d -60 ° C, špatně rozpustný ve vodě, při 20 ° C se ve 100 g vody rozpustí 2,58 ml H 2 S. Je velmi toxický, při vdechnutí způsobuje paralýzu, která může vést ke smrti. V přírodě se uvolňuje jako součást sopečných plynů, vzniká při rozpadu rostlinných a živočišných organismů. Necháme dobře rozpustit ve vodě, při rozpouštění vzniká slabá kyselina sirovodík.

1. Ve vodném roztoku má sirovodík vlastnosti slabé dvojsytné kyseliny:

H2S \u003d HS - + H +;

HS - \u003d S 2- + H +.

1. Sirovodík hoří na vzduchu modrý plamen. Při omezeném přístupu vzduchu se tvoří volná síra:

2H2S + 02 \u003d 2H20 + 2S.

Při nadměrném přístupu vzduchu vede spalování sirovodíku k tvorbě oxidu síry (IV):

2H2S + 302 \u003d 2H20 + 2SO2.

1. Sirovodík má redukční vlastnosti. V závislosti na podmínkách může být sirovodík oxidován ve vodném roztoku na síru, oxid siřičitý a kyselinu sírovou.

Například odbarvuje bromovou vodu:

H2S + Br2 \u003d 2HBr + S.

interaguje s chlórovou vodou:

H2S + 4Cl2 + 4H20 \u003d H2S04 + 8HCl.

Proud sirovodíku lze zapálit pomocí oxidu olovnatého, protože reakce je doprovázena velkým uvolňováním tepla:

3Pb02 + 4H2S \u003d 3PbS + SO2 + 4H20.

1. Interakce sirovodíku s oxidem siřičitým používá se k získávání síry z odpadních plynů hutní výroby a výroby síranů:

S02 + 2H2S \u003d 3S + 2H20.

Tento proces je spojen s tvorbou nativní síry během vulkanických procesů.

1. Při současném průchodu oxidu siřičitého a sirovodíku alkalickým roztokem vzniká thiosíran:

4SO2 + 2H2S + 6NaOH \u003d 3Na2S203 + 5H20.

1. Reakce zředěné kyseliny chlorovodíkové se sulfidem železnatým

FeS + 2HCl \u003d FeCl2 + H2S

1. Reakce sulfidu hlinitého se studenou vodou

Al2S3 + 6H20 \u003d 2Al (OH)3 + 3H2S

1. Přímá syntéza z prvků nastává, když vodík prochází roztavenou sírou:

H2 + S = H2S.

1. Zahřívání směsi parafínu a síry.

1.9. Kyselina sírová a její soli

Kyselina sírová má všechny vlastnosti slabých kyselin. Reaguje s kovy, oxidy kovů, zásadami.

Jako dvojsytná kyselina tvoří dva typy solí - sulfidy a hydrosulfidy . Hydrosulfidy jsou vysoce rozpustné ve vodě, sulfidy alkalických kovů a kovů alkalických zemin také, sulfidy těžkých kovů jsou prakticky nerozpustné.

Sulfidy alkalických kovů a kovů alkalických zemin nejsou barevné, zbytek má charakteristickou barvu, např. sulfidy mědi (II), niklu a olova jsou černé, kadmium, indium, cín jsou žluté, antimon oranžový.

Iontové sulfidy alkalických kovů M2S mají strukturu fluoritového typu, kde každý atom síry je obklopen krychlí s 8 atomy kovu a každý atom kovu je obklopen čtyřstěnem se 4 atomy síry. Sulfidy typu MS jsou charakteristické pro kovy alkalických zemin a mají strukturu typu chloridu sodného, ​​kde každý atom kovu a síry je obklopen oktaedrem atomů jiného druhu. Když je posílena kovalentní povaha vazby kov-síra, jsou realizovány struktury s nižšími koordinačními čísly.

Sulfidy neželezných kovů se v přírodě vyskytují jako nerosty a rudy a slouží jako suroviny pro výrobu kovů.

O.S.ZAYTSEV

NAUČNÁ KNIHA V CHEMII

PRO UČITELE STŘEDNÍCH ŠKOL,
STUDENTI PEDAGOGICKÝCH UNIVERZIT A ŠKOLÁKŮ 9.–10.
ROZHODLI SE VĚNOVAT CHEMII A PŘÍRODOVĚDĚ

UČEBNICE LABORATORNÍ PRAXE VĚDECKÉ PŘÍBĚHY KE ČTENÍ

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

§ 8.1. Redoxní reakce

LABORATORNÍ VÝZKUM
(pokračování)

2. Ozon je oxidační činidlo.

Ozon je nejdůležitější látkou pro přírodu i člověka.

Ozon vytváří ozonosféru kolem Země ve výšce 10 až 50 km, s maximálním obsahem ozonu ve výšce 20–25 km. Vzhledem k tomu, že se ozón nachází v horních vrstvách atmosféry, nepropouští na zemský povrch většinu ultrafialových paprsků Slunce, které mají škodlivý vliv na lidi, zvířata a rostliny. V posledních letech byly objeveny oblasti ozonosféry se značně sníženým obsahem ozonu, tzv. ozonové díry. Není známo, zda ozónové díry vznikly dříve. Důvody jejich vzniku jsou rovněž nejasné. Předpokládá se, že freony ledniček a plechovek od parfémů obsahující chlor uvolňují pod vlivem ultrafialového záření ze Slunce atomy chloru, které reagují s ozonem a tím snižují jeho koncentraci v horních vrstvách atmosféry. Nebezpečí ozonových děr v atmosféře je pro vědce extrémně znepokojivé.
V nižších vrstvách atmosféry vzniká ozón v důsledku řady po sobě jdoucích reakcí mezi atmosférickým kyslíkem a oxidy dusíku emitovanými špatně regulovanými motory automobilů a generovanými výboji z vedení vysokého napětí. Ozón velmi škodí dýchání – ničí tkáně průdušek a plic. Ozón je extrémně toxický (silnější než oxid uhelnatý). Maximální přípustná koncentrace ve vzduchu je 10-5%.
Ozon v horních a spodních vrstvách atmosféry má tedy na člověka a zvěř opačný účinek.
Ozon spolu s chlórem se používá při úpravě vody k rozkladu organických nečistot a zabíjení bakterií. Chlorace i ozonizace vody však mají své výhody i nevýhody. Při chlorování vody jsou bakterie téměř úplně zničeny, ale vznikají organické látky karcinogenní povahy, které jsou zdraví škodlivé (přispívají ke vzniku rakovinných nádorů) - dioxiny a podobné sloučeniny. Při ozonizaci vody takové látky nevznikají, ale ozón nezabije všechny bakterie a zbylé živé bakterie se po chvíli hojně množí, absorbují zbytky usmrcených bakterií a voda se ještě více zamoří bakteriální flórou. Proto je ozonizace pitné vody nejvhodnější při rychlém použití. Velmi účinná ozonizace vody v bazénech, kdy voda nepřetržitě cirkuluje přes ozonizér. Ozón se také používá k čištění vzduchu. Patří mezi ekologicky nezávadná oxidační činidla, která nezanechávají škodlivé produkty rozkladu.
Ozon oxiduje téměř všechny kovy kromě zlata a kovů skupiny platiny.

Chemické metody výroby ozonu jsou neefektivní nebo příliš nebezpečné. Proto vám doporučujeme, abyste si ozon smíchaný se vzduchem nechali v ozonátoru (vliv slabého elektrického výboje na kyslík), který je k dispozici ve školní fyzikální laboratoři.

Ozón se nejčastěji získává působením na plynný kyslík tichým elektrickým výbojem (bez žhavení a jisker), který vzniká mezi stěnami vnitřní a vnější nádoby ozonizátoru. Nejjednodušší ozonátor lze snadno vyrobit ze skleněných trubic se zátkami. Jak to udělat, pochopíte z obr. 8.4. Vnitřní elektroda je kovová tyč (dlouhý hřeb), vnější elektroda je drátěná spirála. Vzduch lze vyfouknout akvarijním vzduchovým čerpadlem nebo gumovou žárovkou z rozprašovače. Na Obr. 8.4 vnitřní elektroda je ve skleněné trubici ( proč si myslíš?), ale ozonátor můžete sestavit i bez něj. Gumové zátky rychle korodují ozónem.

Vysoké napětí z indukční cívky zapalovacího systému automobilu je vhodné získat nepřetržitým otevíráním spojení se zdrojem nízkého napětí (baterie nebo 12 V usměrňovač).
Výtěžnost ozonu je několik procent.

Ozón lze kvalitativně detekovat pomocí škrobového roztoku jodidu draselného. Tento roztok lze napustit proužkem filtračního papíru nebo roztok přidat do ozonizované vody a roztokem ve zkumavce prochází vzduch s ozonem. Kyslík nereaguje s jodidovým iontem.
Reakční rovnice:

2I - + O3 + H20 \u003d I2 + O2 + 2OH-.

Napište rovnice pro reakce přijímání a vydávání elektronů.
Proužek filtračního papíru navlhčený tímto roztokem přineste do ozonátoru. (Proč by měl roztok jodidu draselného obsahovat škrob?) Peroxid vodíku tímto způsobem interferuje se stanovením ozonu. (proč?).
Vypočítejte EMF reakce pomocí elektrodových potenciálů:

3. Redukční vlastnosti sirovodíku a sulfidového iontu.

Sirovodík je bezbarvý plyn s vůní zkažených vajec (některé bílkoviny obsahují síru).
K provádění experimentů se sirovodíkem lze použít plynný sirovodík, který prochází roztokem se zkoumanou látkou, nebo se do testovacích roztoků přidá předem připravená sirovodíková voda (to je pohodlnější). Mnoho reakcí lze provést s roztokem sulfidu sodného (reakce pro sulfidový ion S 2–).
Se sirovodíkem pracujte pouze pod průvanem! Směsi sirovodíku se vzduchem hoří výbuchem.

Sirovodík se obvykle vyrábí v Kippově aparatuře působením s 25% kyselinou sírovou (zředěnou 1:4) nebo 20% kyselinou chlorovodíkovou (zředěnou 1:1) na sulfid železa ve formě kousků o velikosti 1–2 cm.

FeS (kr.) + 2Н + = Fe2+ + H2S (g.).

Malá množství sirovodíku lze získat umístěním krystalického sulfidu sodného do baňky se zátkou, kterou prochází přikapávací nálevka s kohoutem a výstupní trubkou. Pomalu nalévejte 5–10% kyselinu chlorovodíkovou z nálevky (proč ne síra?) Baňka se neustále třepe, aby se zabránilo místnímu nahromadění nezreagované kyseliny. Pokud se tak nestane, může neočekávané smíchání složek vést k prudké reakci, vyhození zátky a zničení baňky.
Rovnoměrný tok sirovodíku se získá zahříváním organických sloučenin bohatých na vodík se sírou, jako je parafín (1 díl parafínu na 1 díl síry, 300 °C).
Pro získání sirovodíkové vody se sirovodík prochází destilovanou (nebo převařenou) vodou. V jednom objemu vody se rozpustí asi tři objemy plynného sirovodíku. Při stání na vzduchu se sirovodíková voda postupně zakalí. (proč?).
Sirovodík je silné redukční činidlo: halogeny se redukují na halogenovodíky, kyselina sírová na oxid siřičitý a síru.
Sirovodík je jedovatý. Maximální přípustná koncentrace ve vzduchu je 0,01 mg/l. Už při nízkých koncentracích sirovodík dráždí oči a dýchací cesty a způsobuje bolesti hlavy. Koncentrace nad 0,5 mg/l jsou životu nebezpečné. Při vyšších koncentracích dochází k ovlivnění nervového systému. Při vdechování sirovodíku je možná zástava srdce a dýchání. Někdy se sirovodík hromadí v jeskyních a kanalizačních studních a člověk, který se tam dostane, okamžitě ztratí vědomí a zemře.
Sirovodíkové koupele přitom působí na lidský organismus léčebně.

3a. Reakce sirovodíku s peroxidem vodíku.

Studujte vliv roztoku peroxidu vodíku na sirovodíkovou vodu nebo roztok sirovodíku.
Na základě výsledků experimentů sestavte reakční rovnice. Vypočítejte EMF reakce a vyvodte závěr o možnosti jejího průchodu.

3b. Reakce sirovodíku s kyselinou sírovou.

Do zkumavky se 2–3 ml sirovodíkové vody (nebo roztoku sirovodíku) přidejte po kapkách koncentrovanou kyselinu sírovou (opatrně!) před vznikem zákalu. Co je to za látku? Jaké další produkty lze touto reakcí získat?
Napište reakční rovnice. Vypočítejte EMF reakce pomocí elektrodových potenciálů:

4. Oxid siřičitý a siřičitanový ion.

Oxid siřičitý, oxid siřičitý, je nejdůležitější látkou znečišťující ovzduší vypouštěnou automobilovými motory při používání špatně rafinovaného benzínu a pecí, ve kterých se spaluje uhlí obsahující síru, rašelina nebo topný olej. Každý rok se do atmosféry uvolní miliony tun oxidu siřičitého v důsledku spalování uhlí a ropy.
Oxid siřičitý se přirozeně vyskytuje ve vulkanických plynech. Oxid siřičitý se oxiduje vzdušným kyslíkem na oxid sírový, který se pohlcováním vody (pár) mění na kyselinu sírovou. Padající kyselé deště ničí cementové části budov, architektonické památky, sochy vytesané z kamene. Kyselý déšť zpomaluje růst rostlin a dokonce vede k jejich smrti a zabíjí živé organismy vodních útvarů. Takové deště vymývají fosforečná hnojiva, která jsou špatně rozpustná ve vodě, což po vniknutí do vodních útvarů vede k rychlé reprodukci řas a rychlému zaplavování rybníků a řek.
Oxid siřičitý je bezbarvý plyn se štiplavým zápachem. Oxid siřičitý by se měl vyrábět a manipulovat s ním pod průvanem.

Oxid siřičitý lze získat umístěním 5–10 g siřičitanu sodného do zazátkované baňky s výstupní trubicí a přikapávací nálevkou. Z kapací nálevky s 10 ml koncentrované kyseliny sírové (mimořádná opatrnost!) přidávejte jej po kapkách ke krystalům siřičitanu sodného. Místo krystalického siřičitanu sodného můžete použít jeho nasycený roztok.
Oxid siřičitý lze také získat reakcí mezi kovovou mědí a kyselinou sírovou. Do baňky s kulatým dnem opatřené zátkou s hadičkou pro výstup plynu a přikapávací nálevkou vložte měděné hobliny nebo kousky drátu a z přikapávací nálevky nalijte trochu kyseliny sírové (na 10 g se odebere asi 6 ml koncentrované kyseliny sírové). z mědi). Pro zahájení reakce baňku mírně zahřejte. Poté po kapkách přidávejte kyselinu. Napište rovnice pro příjem a návrat elektronů a celkovou rovnici.
Vlastnosti oxidu siřičitého lze studovat průchodem plynu roztokem činidla nebo ve formě vodného roztoku (kyselina siřičitá). Stejné výsledky se získají za použití okyselených roztoků siřičitanů sodných Na2S03 a draselného K2S03. V jednom objemu vody se rozpustí až čtyřicet objemů oxidu siřičitého (získá se ~6% roztok).
Oxid siřičitý je toxický. Při mírné otravě se objeví kašel, rýma, slzy, začíná závratě. Zvyšování dávky vede k zástavě dechu.

4a. Interakce kyseliny siřičité s peroxidem vodíku.

Předpovězte reakční produkty kyseliny siřičité a peroxidu vodíku. Otestujte svůj odhad zkušenostmi.
Přidejte stejné množství 3% roztoku peroxidu vodíku do 2–3 ml kyseliny siřičité. Jak prokázat vznik očekávaných reakčních produktů?
Opakujte stejný experiment s okyselenými a alkalickými roztoky siřičitanu sodného.
Napište reakční rovnice a vypočítejte emf procesu.
Vyberte potenciály elektrod, které potřebujete:

4b. Reakce mezi oxidem siřičitým a sirovodíkem.

Tato reakce probíhá mezi plynným SO 2 a H 2 S a slouží k výrobě síry. Reakce je také zajímavá tím, že se obě látky znečišťující ovzduší navzájem ruší. Probíhá tato reakce mezi roztoky sirovodíku a oxidu siřičitého? Odpovězte na tuto otázku se zkušenostmi.
Vyberte elektrodové potenciály, abyste určili možnost reakce v roztoku:

Pokuste se provést termodynamický výpočet možnosti průchodu reakcí. Termodynamické charakteristiky látek pro stanovení možnosti reakce mezi plynnými látkami jsou následující:

V jakém stavu látek – plynném nebo v roztoku – jsou reakce výhodnější?

- (sirovodík) H2S, bezbarvý plyn se zápachem zkažených vajec; tmelt 85,54 .С, tvar? 60,35 .С; při 0 .C zkapalňuje pod tlakem 1 MPa. Redukční činidlo. vedlejší produkt při rafinaci ropy, koksování uhlí atd.; vzniká rozkladem... Velký encyklopedický slovník

sirovodík- (H2S), bezbarvý, jedovatý plyn s vůní zkažených vajec. Vzniká při rozkladných procesech, nachází se v ropě. Získává se působením kyseliny sírové na sulfidy kovů. Používá se v tradiční KVALITATIVNÍ ANALÝZE. Vlastnosti: teplota ... ... Vědeckotechnický encyklopedický slovník

sirovodík- Sirovodík, sirovodík, pl. ne, manžele. (chem.). Plyn vznikající při rozpadu bílkovinných látek, vydávající pach zkažených vajec. Vysvětlující slovník Ushakova. D.N. Ušakov. 1935 1940 ... Vysvětlující slovník Ushakova

sirovodík- Sirovodík, ach, manželi. Bezbarvý plyn se štiplavým nepříjemným zápachem, který vzniká rozkladem bílkovin. | adj. sirovodík, oh, oh. Vysvětlující slovník Ozhegov. S.I. Ozhegov, N.Yu. Švedova. 1949 1992 ... Vysvětlující slovník Ozhegov

sirovodík- n., počet synonym: 1 plyn (55) ASIS Synonym Dictionary. V.N. Trishin. 2013... Slovník synonym

sirovodík- bezbarvý jedovatý plyn H2S s nepříjemným specifickým zápachem. Má mírně kyselé vlastnosti. 1 litr C. při t 0 °C a tlaku 760 mm je 1,539 g. Nachází se v olejích, v přírodních vodách, v plynech biochemického původu, jako ... ... Geologická encyklopedie

sirovodík- Sirovodík, H2S (molekulová hmotnost 34,07), bezbarvý plyn s charakteristickým zápachem po zkažených vejcích. Litr plynu za normálních podmínek (0°, 760 mm) váží 1,5392 g. Teplota, var 62°, tání 83°; S. je součástí plynných sekretů ... ... Velká lékařská encyklopedie

sirovodík- — Biotechnologická témata EN sirovodík … Technická příručka překladatele

sirovodík- SIROVODÍK, a, m Bezbarvý plyn ostrého nepříjemného zápachu, který vzniká při rozkladu bílkovinných látek a který je kombinací síry s vodíkem. Sirovodík se nachází v některých minerálních vodách a léčebných bahnech a používá se ... ... Výkladový slovník ruských podstatných jmen

knihy

• Jak přestat kouřit! (DVD), Pelinsky Igor, "Není nic jednoduššího než přestat kouřit - přestal jsem kouřit už třicetkrát" (Mark Twain). Proč lidé začínají kouřit? Relaxovat, odpočívat, shromažďovat myšlenky, zbavit se stresu nebo… Kategorie: Psychologie. podnikání Seriál: Cesta ke zdraví a dokonalosti Nakladatelství: Owl-Film, Koupit za 275 rublů
• Vestimentifera - Intestinal Invertebrates of the Deep Sea , V. V. Malakhov , Monografie je věnována nové skupině obřích (až 2,5 m) hlubinných živočichů žijících v oblastech hlubokomořské hydrotermální aktivity a studených průsaků uhlovodíků. Většina… Kategorie: Medicína Vydavatel: Asociace vědeckých publikací KMK, Koupit za 176 rublů elektronická kniha(fb2, fb3, epub, mobi, pdf, html, pdb, lit, doc, rtf, txt)

, , 21 , , ,
, 25-26 , 27-28 , , 30, , , , , , , , , , , , /2003;
, , , , , , , , , , , , , /2004

§ 8.1. Redoxní reakce

LABORATORNÍ VÝZKUM
(pokračování)

2. Ozon je oxidační činidlo.

Ozon je nejdůležitější látkou pro přírodu i člověka.

Ozon vytváří ozonosféru kolem Země ve výšce 10 až 50 km, s maximálním obsahem ozonu ve výšce 20–25 km. Vzhledem k tomu, že se ozón nachází v horních vrstvách atmosféry, nepropouští na zemský povrch většinu ultrafialových paprsků Slunce, které mají škodlivý vliv na lidi, zvířata a rostliny. V posledních letech byly objeveny oblasti ozonosféry se značně sníženým obsahem ozonu, tzv. ozonové díry. Není známo, zda ozónové díry vznikly dříve. Důvody jejich vzniku jsou rovněž nejasné. Předpokládá se, že freony ledniček a plechovek od parfémů obsahující chlor uvolňují pod vlivem ultrafialového záření ze Slunce atomy chloru, které reagují s ozonem a tím snižují jeho koncentraci v horních vrstvách atmosféry. Nebezpečí ozonových děr v atmosféře je pro vědce extrémně znepokojivé.
V nižších vrstvách atmosféry vzniká ozón v důsledku řady po sobě jdoucích reakcí mezi atmosférickým kyslíkem a oxidy dusíku emitovanými špatně regulovanými motory automobilů a generovanými výboji z vedení vysokého napětí. Ozón velmi škodí dýchání – ničí tkáně průdušek a plic. Ozón je extrémně toxický (silnější než oxid uhelnatý). Maximální přípustná koncentrace ve vzduchu je 10-5%.
Ozon v horních a spodních vrstvách atmosféry má tedy na člověka a zvěř opačný účinek.
Ozon spolu s chlórem se používá při úpravě vody k rozkladu organických nečistot a zabíjení bakterií. Chlorace i ozonizace vody však mají své výhody i nevýhody. Při chlorování vody jsou bakterie téměř úplně zničeny, ale vznikají organické látky karcinogenní povahy, které jsou zdraví škodlivé (přispívají ke vzniku rakovinných nádorů) - dioxiny a podobné sloučeniny. Při ozonizaci vody takové látky nevznikají, ale ozón nezabije všechny bakterie a zbylé živé bakterie se po chvíli hojně množí, absorbují zbytky usmrcených bakterií a voda se ještě více zamoří bakteriální flórou. Proto je ozonizace pitné vody nejvhodnější při rychlém použití. Velmi účinná ozonizace vody v bazénech, kdy voda nepřetržitě cirkuluje přes ozonizér. Ozón se také používá k čištění vzduchu. Patří mezi ekologicky nezávadná oxidační činidla, která nezanechávají škodlivé produkty rozkladu.
Ozon oxiduje téměř všechny kovy kromě zlata a kovů skupiny platiny.

Chemické metody výroby ozonu jsou neefektivní nebo příliš nebezpečné. Proto vám doporučujeme, abyste si ozon smíchaný se vzduchem nechali v ozonátoru (vliv slabého elektrického výboje na kyslík), který je k dispozici ve školní fyzikální laboratoři.

Ozón se nejčastěji získává působením na plynný kyslík tichým elektrickým výbojem (bez žhavení a jisker), který vzniká mezi stěnami vnitřní a vnější nádoby ozonizátoru. Nejjednodušší ozonátor lze snadno vyrobit ze skleněných trubic se zátkami. Jak to udělat, pochopíte z obr. 8.4. Vnitřní elektroda je kovová tyč (dlouhý hřeb), vnější elektroda je drátěná spirála. Vzduch lze vyfouknout akvarijním vzduchovým čerpadlem nebo gumovou žárovkou z rozprašovače. Na Obr. 8.4 vnitřní elektroda je ve skleněné trubici ( proč si myslíš?), ale ozonátor můžete sestavit i bez něj. Gumové zátky rychle korodují ozónem.

Vysoké napětí z indukční cívky zapalovacího systému automobilu je vhodné získat nepřetržitým otevíráním spojení se zdrojem nízkého napětí (baterie nebo 12 V usměrňovač).
Výtěžnost ozonu je několik procent.

Ozón lze kvalitativně detekovat pomocí škrobového roztoku jodidu draselného. Tento roztok lze napustit proužkem filtračního papíru nebo roztok přidat do ozonizované vody a roztokem ve zkumavce prochází vzduch s ozonem. Kyslík nereaguje s jodidovým iontem.
Reakční rovnice:

2I - + O3 + H20 \u003d I2 + O2 + 2OH-.

Napište rovnice pro reakce přijímání a vydávání elektronů.
Proužek filtračního papíru navlhčený tímto roztokem přineste do ozonátoru. (Proč by měl roztok jodidu draselného obsahovat škrob?) Peroxid vodíku tímto způsobem interferuje se stanovením ozonu. (proč?).
Vypočítejte EMF reakce pomocí elektrodových potenciálů:

3. Redukční vlastnosti sirovodíku a sulfidového iontu.

Sirovodík je bezbarvý plyn s vůní zkažených vajec (některé bílkoviny obsahují síru).
K provádění experimentů se sirovodíkem lze použít plynný sirovodík, který prochází roztokem se zkoumanou látkou, nebo se do testovacích roztoků přidá předem připravená sirovodíková voda (to je pohodlnější). Mnoho reakcí lze provést s roztokem sulfidu sodného (reakce pro sulfidový ion S 2–).
Se sirovodíkem pracujte pouze pod průvanem! Směsi sirovodíku se vzduchem hoří výbuchem.

Sirovodík se obvykle vyrábí v Kippově aparatuře působením s 25% kyselinou sírovou (zředěnou 1:4) nebo 20% kyselinou chlorovodíkovou (zředěnou 1:1) na sulfid železa ve formě kousků o velikosti 1–2 cm.

FeS (kr.) + 2Н + = Fe2+ + H2S (g.).

Malá množství sirovodíku lze získat umístěním krystalického sulfidu sodného do baňky se zátkou, kterou prochází přikapávací nálevka s kohoutem a výstupní trubkou. Pomalu nalévejte 5–10% kyselinu chlorovodíkovou z nálevky (proč ne síra?) Baňka se neustále třepe, aby se zabránilo místnímu nahromadění nezreagované kyseliny. Pokud se tak nestane, může neočekávané smíchání složek vést k prudké reakci, vyhození zátky a zničení baňky.
Rovnoměrný tok sirovodíku se získá zahříváním organických sloučenin bohatých na vodík se sírou, jako je parafín (1 díl parafínu na 1 díl síry, 300 °C).
Pro získání sirovodíkové vody se sirovodík prochází destilovanou (nebo převařenou) vodou. V jednom objemu vody se rozpustí asi tři objemy plynného sirovodíku. Při stání na vzduchu se sirovodíková voda postupně zakalí. (proč?).
Sirovodík je silné redukční činidlo: halogeny se redukují na halogenovodíky, kyselina sírová na oxid siřičitý a síru.
Sirovodík je jedovatý. Maximální přípustná koncentrace ve vzduchu je 0,01 mg/l. Už při nízkých koncentracích sirovodík dráždí oči a dýchací cesty a způsobuje bolesti hlavy. Koncentrace nad 0,5 mg/l jsou životu nebezpečné. Při vyšších koncentracích dochází k ovlivnění nervového systému. Při vdechování sirovodíku je možná zástava srdce a dýchání. Někdy se sirovodík hromadí v jeskyních a kanalizačních studních a člověk, který se tam dostane, okamžitě ztratí vědomí a zemře.
Sirovodíkové koupele přitom působí na lidský organismus léčebně.

3a. Reakce sirovodíku s peroxidem vodíku.

Studujte vliv roztoku peroxidu vodíku na sirovodíkovou vodu nebo roztok sirovodíku.
Na základě výsledků experimentů sestavte reakční rovnice. Vypočítejte EMF reakce a vyvodte závěr o možnosti jejího průchodu.

3b. Reakce sirovodíku s kyselinou sírovou.

Do zkumavky se 2–3 ml sirovodíkové vody (nebo roztoku sirovodíku) přidejte po kapkách koncentrovanou kyselinu sírovou (opatrně!) před vznikem zákalu. Co je to za látku? Jaké další produkty lze touto reakcí získat?
Napište reakční rovnice. Vypočítejte EMF reakce pomocí elektrodových potenciálů:

4. Oxid siřičitý a siřičitanový ion.

Oxid siřičitý, oxid siřičitý, je nejdůležitější látkou znečišťující ovzduší vypouštěnou automobilovými motory při používání špatně rafinovaného benzínu a pecí, ve kterých se spaluje uhlí obsahující síru, rašelina nebo topný olej. Každý rok se do atmosféry uvolní miliony tun oxidu siřičitého v důsledku spalování uhlí a ropy.
Oxid siřičitý se přirozeně vyskytuje ve vulkanických plynech. Oxid siřičitý se oxiduje vzdušným kyslíkem na oxid sírový, který se pohlcováním vody (pár) mění na kyselinu sírovou. Padající kyselé deště ničí cementové části budov, architektonické památky, sochy vytesané z kamene. Kyselý déšť zpomaluje růst rostlin a dokonce vede k jejich smrti a zabíjí živé organismy vodních útvarů. Takové deště vymývají fosforečná hnojiva, která jsou špatně rozpustná ve vodě, což po vniknutí do vodních útvarů vede k rychlé reprodukci řas a rychlému zaplavování rybníků a řek.
Oxid siřičitý je bezbarvý plyn se štiplavým zápachem. Oxid siřičitý by se měl vyrábět a manipulovat s ním pod průvanem.

Oxid siřičitý lze získat umístěním 5–10 g siřičitanu sodného do zazátkované baňky s výstupní trubicí a přikapávací nálevkou. Z kapací nálevky s 10 ml koncentrované kyseliny sírové (mimořádná opatrnost!) přidávejte jej po kapkách ke krystalům siřičitanu sodného. Místo krystalického siřičitanu sodného můžete použít jeho nasycený roztok.
Oxid siřičitý lze také získat reakcí mezi kovovou mědí a kyselinou sírovou. Do baňky s kulatým dnem opatřené zátkou s hadičkou pro výstup plynu a přikapávací nálevkou vložte měděné hobliny nebo kousky drátu a z přikapávací nálevky nalijte trochu kyseliny sírové (na 10 g se odebere asi 6 ml koncentrované kyseliny sírové). z mědi). Pro zahájení reakce baňku mírně zahřejte. Poté po kapkách přidávejte kyselinu. Napište rovnice pro příjem a návrat elektronů a celkovou rovnici.
Vlastnosti oxidu siřičitého lze studovat průchodem plynu roztokem činidla nebo ve formě vodného roztoku (kyselina siřičitá). Stejné výsledky se získají za použití okyselených roztoků siřičitanů sodných Na2S03 a draselného K2S03. V jednom objemu vody se rozpustí až čtyřicet objemů oxidu siřičitého (získá se ~6% roztok).
Oxid siřičitý je toxický. Při mírné otravě se objeví kašel, rýma, slzy, začíná závratě. Zvyšování dávky vede k zástavě dechu.

4a. Interakce kyseliny siřičité s peroxidem vodíku.

Předpovězte reakční produkty kyseliny siřičité a peroxidu vodíku. Otestujte svůj odhad zkušenostmi.
Přidejte stejné množství 3% roztoku peroxidu vodíku do 2–3 ml kyseliny siřičité. Jak prokázat vznik očekávaných reakčních produktů?
Opakujte stejný experiment s okyselenými a alkalickými roztoky siřičitanu sodného.
Napište reakční rovnice a vypočítejte emf procesu.
Vyberte potenciály elektrod, které potřebujete:

4b. Reakce mezi oxidem siřičitým a sirovodíkem.

Tato reakce probíhá mezi plynným SO 2 a H 2 S a slouží k výrobě síry. Reakce je také zajímavá tím, že se obě látky znečišťující ovzduší navzájem ruší. Probíhá tato reakce mezi roztoky sirovodíku a oxidu siřičitého? Odpovězte na tuto otázku se zkušenostmi.
Vyberte elektrodové potenciály, abyste určili možnost reakce v roztoku:

Pokuste se provést termodynamický výpočet možnosti průchodu reakcí. Termodynamické charakteristiky látek pro stanovení možnosti reakce mezi plynnými látkami jsou následující:

V jakém stavu látek – plynném nebo v roztoku – jsou reakce výhodnější?