Almurzinova Zavrish Bisembaevna , učitelj biologije in kemije, MBOU "Državna kmetijska osnovna splošna šola okrožja Adamovsky v regiji Orenburg.

Predmet - kemija, razred - 9.

UMK: "Anorganska kemija", avtorji: G.E. Rudzitis, F.G. Feldman, Moskva, Razsvetljenje, 2014.

Stopnja izobrazbe je osnovna.

Tema : "Vodikov sulfid. Sulfidi. Žveplov dioksid. Žveplova kislina in njene soli. Število ur na temo - 1.

Lekcija številka 4 v sistemu lekcij na to temo« Kisik in žveplo ».

Tarča : Na podlagi poznavanja zgradbe vodikovega sulfida, žveplovih oksidov obravnavati njihove lastnosti in nastanek, seznaniti študente z metodami prepoznavanja sulfidov in sulfitov.

Naloge:

1. Izobraževalni - preučevanje strukturnih značilnosti in lastnosti žveplovih spojin (II) in (IV); Seznanite se s kvalitativnimi reakcijami na sulfidne in sulfitne ione.

2. Razvojni - razvijati pri učencih sposobnost izvajanja eksperimenta, opazovanja rezultatov, analiziranja in sklepanja.

3. Izobraževalni – razviti zanimanje za tisto, kar se preučuje, vcepiti spretnosti, povezane z naravo.

Načrtovani rezultati : znati opisati fizikalne in kemijske lastnosti vodikovega sulfida, hidrosulfidne kisline in njenih soli; znati proizvesti žveplov dioksid in žveplovo kislino, razložiti lastnosti žveplovih spojin(II ) in (IV ) na podlagi idej o redoks procesih; imeti predstavo o vplivu žveplovega dioksida na pojav kislega dežja.

Oprema : Na demonstracijski mizi: žveplo, natrijev sulfid, železov sulfid, raztopina lakmusa, raztopina žveplove kisline, raztopina svinčevega nitrata, klor v zaprtem valju, naprava za pridobivanje vodikovega sulfida in preizkušanje njegovih lastnosti, žveplov oksid (VI), plinometer s kisikom, kozarec s prostornino 500 ml., žlica za goreče snovi.

Med poukom :

Organiziranje časa .

Pogovarjamo se o ponavljanju lastnosti žvepla:

1) kaj pojasnjuje prisotnost več alotropskih modifikacij žvepla?

2) kaj se zgodi z molekulami: A) pri ohlajanju parastega žvepla. B) med dolgotrajnim skladiščenjem plastičnega žvepla, c) med obarjanjem kristalov iz raztopine žvepla v organskih topilih, na primer v toluenu?

3) kaj je osnova flotacijske metode za čiščenje žvepla iz nečistoč, na primer iz rečnega peska?

Pokličemo dva učenca: 1) narišeta diagrame molekul različnih alotropskih modifikacij žvepla in se pogovorita o njihovih fizikalnih lastnostih. 2) sestavite reakcijske enačbe, ki označujejo lastnosti kisika, in jih upoštevajte z vidika redukcije oksidacije.

Preostali učenci rešijo problem, kakšna je masa cinkovega sulfida, ki nastane med reakcijo cinkove spojine z žveplom, vzetega v količini snovi 2,5 mol?

Skupaj z učenci oblikujemo nalogo lekcije : seznani z lastnostmi žveplovih spojin z oksidacijskim stanjem -2 in +4.

Nova tema : Učenci poimenujejo njim znane spojine, v katerih ima žveplo ta oksidacijska stanja. Na tablo in v zvezke zapišejo kemijske, elektronske in strukturne formule vodikovega sulfida, žveplovega oksida (IV), žveplova kislina.

Kako lahko dobimo vodikov sulfid? Učenci napišejo reakcijsko enačbo spoja žvepla z vodikom in jo razložijo z redoks. Nato razmislite o drugi metodi za proizvodnjo vodikovega sulfida: reakcija izmenjave kislin s kovinskimi sulfidi. To metodo primerjamo z metodami za proizvodnjo vodikovih halogenidov. Opažamo, da se oksidacijsko stanje žvepla v reakcijah izmenjave ne spremeni.

Kakšne so lastnosti vodikovega sulfida? V pogovoru ugotavljamo fizikalne lastnosti, ugotavljamo fiziološki učinek. Kemijske lastnosti ugotavljamo s poskusi zgorevanja vodikovega sulfida v zraku pod različnimi pogoji. Kaj lahko nastane kot reakcijski produkt? Upoštevamo reakcije z vidika oksidacije in redukcije:

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

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

Študente opozarjamo na dejstvo, da pri popolnem zgorevanju pride do popolnejše oksidacije (S -2 - 6 e - = S +4 ) kot v drugem primeru (S -2 - 2 e - = S 0 ).

Razpravljamo o tem, kako bo potekal proces, če kot oksidant vzamemo klor. Prikazane so izkušnje z mešanjem plinov v dveh jeklenkah, od katerih je zgornji predhodno napolnjen s klorom, spodnji pa z vodikovim sulfidom. Klor se razbarva in tvori vodikov klorid. Žveplo se usede na stene valja. Nato razmislimo o bistvu reakcije razgradnje vodikovega sulfida in učence pripeljemo do zaključka o kisli naravi vodikovega sulfida, kar potrdimo z lakmusovim eksperimentom. Nato izvedemo kvalitativno reakcijo na sulfidni ion in sestavimo reakcijsko enačbo:

Na 2 S+Pb (št 3 ) 2 =2NaNO 3 +PbS ↓

Skupaj z učenci oblikujemo sklep: vodikov sulfid je le redukcijsko sredstvo v redoks reakcijah, ima kisel značaj, njegova raztopina v vodi je kislina.

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.

Učence pripeljemo do zaključka, da obstaja genetska povezava med žveplovimi spojinami in začnemo govoriti o spojinahS +4 . Predstavljamo poskuse: 1) pridobivanje žveplovega oksida (IV), 2) razbarvanje raztopine fuksina, 3) raztapljanje žveplovega oksida (IV) v vodi, 4) detekcija kisline. Sestavimo reakcijske enačbe izvedenih poskusov in analiziramo bistvo reakcij:

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

Žveplova kislina je nestabilna spojina, zlahka razpade v žveplov oksid (IV) in vodo, zato obstaja samo v vodnih raztopinah. To je kislina srednje moči. Tvori dve seriji soli: srednje - sulfite (SO 3 -2 ), kisli - hidrosulfiti (HSO 3 -1 ).

Prikazujemo izkušnje: kvalitativno določanje sulfitov, interakcija sulfitov z močno kislino, pri tem pa se sprošča plin.SO 2 oster vonj:

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

Utrjevanje. Delajte na dveh možnostih za pripravo aplikacijskih shem 1 možnost vodikovega sulfida, druga možnost žveplovega oksida (IV)

Odsev . Povzetek dela:

O kakšnih povezavah govorimo danes?

Kakšne so lastnosti žveplovih spojin?II) in (IV).

Poimenujte področja uporabe teh spojin

VII. Domača naloga: §11,12, vaja 3-5 (str.34)

Žveplo– element 3. obdobja in VIA‑skupine periodnega sistema, zaporedna številka 16, se nanaša na halkogeni. Elektronska formula atoma je [ 10 Ne] 3s 2 3p 4 , značilna oksidacijska stanja so 0, -II, +IV in +VI, stanje S VI velja za stabilno.

Lestvica žveplove oksidacije:

Elektronegativnost žvepla je 2,60, zanj so značilne nekovinske lastnosti. V vodikovih in kisikovih spojinah je del različnih anionov, tvori kisline, ki vsebujejo kisik, in njihove soli, binarne spojine.

V naravi - petnajsti po kemijski razširjenosti element (sedmi med nekovinami). Pojavlja se v prosti (naravni) in vezani obliki. Bistven element za višje organizme.

Sera S. Preprosta snov. rumeni kristali (α-rombični in β-monoklinski,

pri 95,5 °C) ali amorfne (plastične). Na vozliščih kristalne rešetke so molekule S 8 (neplanarni cikli tipa "krone"), amorfno žveplo je sestavljeno iz verig S n. Snov z nizkim tališčem, viskoznost tekočine doseže maksimum pri 200 °C (pretrganje molekul S 8, prepletanje verig S n). V paru - molekule S 8, S 6, S 4, S 2. Pri 1500 °C se pojavi enoatomno žveplo (v kemijskih enačbah je zaradi poenostavitve vsako žveplo predstavljeno kot S).

Žveplo se v vodi ne topi in v normalnih pogojih z njo ne reagira, dobro je topno v ogljikovem disulfidu CS 2 .

Žveplo, zlasti v prahu, ima visoko aktivnost pri segrevanju. Reagira kot oksidant s kovinami in nekovinami:

ampak kot redukcijsko sredstvo– s fluorom, kisikom in kislinami (pri vrenju):

Žveplo je podvrženo dismutaciji v alkalijskih raztopinah:

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

Pri visoki temperaturi (400 °C) žveplo izpodrine jod iz vodikovega jodida:

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

v raztopini pa gre reakcija v nasprotni smeri:

I 2 + H 2 S (p) = 2 HI + S↓

potrdilo o prejemu: v industrija taljeno iz naravnih nahajališč domačega žvepla (s pomočjo pare), sproščenega med razžveplanjem produktov uplinjanja premoga.

Žveplo se uporablja za sintezo ogljikovega disulfida, žveplove kisline, žveplovih (kabnih) barvil, pri vulkanizaciji gume, kot sredstvo za zaščito rastlin pred pepelasto plesnijo in za zdravljenje kožnih bolezni.

Vodikov sulfid H 2 S. Anoksična kislina. Brezbarven plin z zadušljivim vonjem, težji od zraka. Molekula ima zgradbo dvojno nepopolnega tetraedra [::S(H) 2 ]

(sp 3 -hibridizacija, valet kot H - S - H je daleč od tetraedra). Nestabilen pri segrevanju nad 400 °C. Rahlo topen v vodi (2,6 l / 1 l H 2 O pri 20 ° C), nasičeni decimolarni raztopini (0,1 M, "vodikova sulfidna voda"). Zelo šibka kislina v raztopini praktično ne disociira v drugi stopnji na S 2- ione (največja koncentracija S 2- je 1 10 -13 mol / l). Pri stanju na zraku raztopina postane motna (inhibitor - saharoza). Nevtralizira se z alkalijami, ne popolnoma - z amonijakovim hidratom. Močno redukcijsko sredstvo. Vstopi v reakcije ionske izmenjave. Sredstvo za sulfidiranje, ki obarja obarvane sulfide iz raztopine z zelo malo topnosti.

Kvalitativne reakcije- obarjanje sulfidov, kot tudi nepopolno zgorevanje H 2 S s tvorbo rumene žveplove prevleke na hladnem predmetu, vnesenem v plamen (porcelanska lopatica). Stranski produkt pri rafiniranju nafte, naravnega in koksarniškega plina.

Uporablja se pri proizvodnji žvepla, anorganskih in organskih spojin, ki vsebujejo žveplo, kot analitski reagent. Izredno strupeno. Enačbe najpomembnejših reakcij:

potrdilo o prejemu: v industrija- neposredna sinteza:

H 2 + S = H 2 S(150-200°C)

ali s segrevanjem žvepla s parafinom;

v laboratorijih- izpodrivanje iz sulfidov z močnimi kislinami

FeS + 2НCl (konc.) = FeCl 2 + H 2 S

ali popolna hidroliza binarnih spojin:

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

Natrijev sulfid Na 2 S. Anoksična sol. Bela, zelo higroskopna. Topi se brez razgradnje, termično stabilen. Dobro se raztopi v vodi, hidrolizira na anion, v raztopini ustvari močno alkalno okolje. Ko stoji na zraku, raztopina postane motna (koloidno žveplo) in porumeni (polisulfidna barva). Tipičen restavrator. Pritrjuje žveplo. Vstopi v reakcije ionske izmenjave.

Kvalitativne reakcije na ion S 2- - izločanje različno obarvanih kovinskih sulfidov, od katerih MnS, FeS, ZnS razpadejo v HCl (razl.).

Uporablja se pri proizvodnji žveplovih barvil in celuloze, za odstranjevanje dlak s kož med strojenjem, kot reagent v analizni kemiji.

Enačbe najpomembnejših reakcij:

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

Na 2 S + 3H 2 SO 4 (konc.) \u003d SO 2 + S↓ + 2H 2 O + 2NaHSO 4 (do 50 ° C)

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

Na 2 S + H 2 S (nas.) = 2NaHS

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

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

S 2- + M 2+ \u003d MnS (trdno) ↓; FeS (črna)↓; ZnS (bel)↓

S 2- + 2Ag + = Ag 2 S (črna) ↓

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

3S 2- + 2Bi 3+ \u003d Bi 2 S 3 (kratka - črna) ↓

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

potrdilo o prejemu v industrija- žganje minerala mirabilit Na 2 SO 4 10H 2 O v prisotnosti reduktivnih sredstev:

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

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

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

Aluminijev sulfid Al 2 S 3 . Anoksična sol. Bela, vez Al–S je pretežno kovalentna. Topi se brez razgradnje pod nadtlakom N 2, zlahka sublimira. Pri segrevanju na zraku oksidira. Popolnoma hidroliziran z vodo, ne precipitira iz raztopine. Močne kisline razgradijo. Uporablja se kot trden vir čistega vodikovega sulfida. Enačbe najpomembnejših reakcij:

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

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

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

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

potrdilo o prejemu: interakcija aluminija s staljenim žveplom v odsotnosti kisika in vlage:

2Al + 3S = AL 2 S 3(150-200°C)

Železov(II) sulfid FeS. Anoksična sol. Črno-siva z zelenim odtenkom, ognjevzdržna, pri segrevanju v vakuumu razpade. V mokrem stanju je občutljiv na atmosferski kisik. Netopen v vodi. Ne obori se, ko so raztopine železove(II) soli nasičene z vodikovim sulfidom. Kisline razgradijo. Uporablja se kot surovina pri proizvodnji železa, trdnega vira vodikovega sulfida.

Železova(III) spojina s sestavo Fe 2 S 3 ni znana (ni pridobljena).

Enačbe najpomembnejših reakcij:

Prejem:

Fe+S= FeS(600°C)

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

FeCl 2 + 2NH 4 HS (npr.) = FeS↓ + 2NH 4 Cl + H 2 S

Železov disulfid FeS 2 . binarna povezava. Ima ionsko strukturo Fe 2+ (–S – S–) 2‑. Temno rumen, termično stabilen, razpade pri žarenju. Netopen v vodi, ne reagira z razredčenimi kislinami, alkalijami. Razgradijo ga oksidacijske kisline, izpostavljene praženju na zraku. Uporablja se kot surovina pri proizvodnji železa, žvepla in žveplove kisline, katalizator v organski sintezi. V naravi - rudni minerali pirit in markazit.

Enačbe najpomembnejših reakcij:

FeS 2 = FeS + S (nad 1170 °C, vakuum)

2FeS 2 + 14H 2 SO 4 (konc., horizont) \u003d Fe 2 (SO 4) 3 + 15SO 2 + 14H 2 O

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

4FeS 2 + 11O 2 (zrak) \u003d 8SO 2 + 2Fe 2 O 3 (800 ° C, žganje)

Amonijev hidrosulfid NH 4 HS. Sol anoksične kisline. Bela, pod pritiskom se topi. Zelo hlapljiv, termično nestabilen. Na zraku oksidira. Dobro se raztopi v vodi, hidrolizira na kation in anion (prevladuje), ustvarja alkalno okolje. Raztopina na zraku porumeni. Razgrajuje s kislinami, v nasičeni raztopini dodaja žveplo. Nevtralizira se z alkalijami, povprečna sol (NH 4) 2 S ne obstaja v raztopini (za pogoje za pridobitev povprečne soli glej naslov "H 2 S"). Uporablja se kot komponenta fotorazvijalcev, kot analitski reagent (sulfidni precipitator).

Enačbe najpomembnejših reakcij:

NH 4 HS = NH 3 + H 2 S (nad 20 °C)

NH 4 HS + HCl (razl.) \u003d NH 4 Cl + H 2 S

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

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

potrdilo o prejemu: nasičenje koncentrirane raztopine NH 3 z vodikovim sulfidom:

NH3H20 (konc.) + H2S (g) = NH4HS+ H 2 O

V analitični kemiji se raztopina, ki vsebuje enaki količini NH 4 HS in NH 3 H 2 O, običajno obravnava kot raztopina (NH 4) 2 S, pri pisanju reakcijskih enačb pa se uporablja formula povprečne soli, čeprav je amonijev sulfid popolnoma hidroliziran v vode v NH 4 HS in NH 3 H 2 O.

Žveplov dioksid. Sulfiti

Žveplov dioksid SO 2 . Kislinski oksid. Brezbarven plin z ostrim vonjem. Molekula ima zgradbo nepopolnega trikotnika [: S(O) 2 ] (sp 2 -hibridizacija), vsebuje σ, π-vezi S=O. Lahko se utekočini, termično stabilno. Dobro raztopimo v vodi (~40 l/1 l H 2 O pri 20 °C). Tvori polihidrat z lastnostmi šibke kisline, produkti disociacije - ioni HSO 3 - in SO 3 2 - . Ion HSO 3 - ima dve tavtomerni obliki - simetrično(nekisle) s tetraedrično strukturo (sp 3 ‑hibridizacija), ki prevladuje v zmesi in asimetrična(kislo) s strukturo nedokončanega tetraedra [: S(O) 2 (OH)] (sp 3 ‑hibridizacija). Tudi ion SO 3 2 je tetraedričen [: S(O) 3 ].

Reagira z alkalijami, amoniak hidratom. Tipično redukcijsko sredstvo, šibko oksidacijsko sredstvo.

Kvalitativna reakcija– razbarvanje rumeno-rjave "jodne vode". Vmesni produkt pri proizvodnji sulfitov in žveplove kisline.

Uporablja se za beljenje volne, svile in slame, konzerviranje in shranjevanje sadja, kot razkužilo, antioksidant, hladilno sredstvo. Strupeno.

Spojina sestave H 2 SO 3 (žveplova kislina) ni znana (ne obstaja).

Enačbe najpomembnejših reakcij:

Raztapljanje v vodi in kisle lastnosti:

potrdilo o prejemu: v industriji - zgorevanje žvepla v zraku, obogatenem s kisikom, in v manjši meri žganje sulfidnih rud (SO 2 je povezan plin med žganjem pirita):

S + O 2 \u003d SO2(280-360 °C)

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

v laboratoriju - izpodrivanje z žveplovo kislino iz sulfitov:

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

Natrijev sulfit Na 2 SO 3. Oksosol. Bela. Pri segrevanju na zraku razpade brez taljenja, stopi se pod nadtlakom argona. Ko je moker in v raztopini, je občutljiv na atmosferski kisik. Dobro se raztopi v vodi, hidrolizira se na anion. Kisline razgradijo. Tipičen restavrator.

Kvalitativna reakcija na SO 3 2- ion - nastanek bele oborine barijevega sulfita, ki se prenese v raztopino z močnimi kislinami (HCl, HNO 3).

Uporablja se kot reagent v analizni kemiji, sestavina fotografskih raztopin, nevtralizator klora pri beljenju tkanin.

Enačbe najpomembnejših reakcij:

Prejem:

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

Žveplova kislina. sulfati

Žveplova kislina H 2 SO 4. Oksokislina. Brezbarvna tekočina, zelo viskozna (oljna), zelo higroskopna. Molekula ima popačeno-tetraedrično zgradbo (sp 3 hibridizacija), vsebuje kovalentne σ-vezi S-OH in σπ-vezi S=O. Ion SO 4 2 ima pravilno tetraedrično strukturo. Ima široko temperaturno območje tekočega stanja (~300 stopinj). Pri segrevanju nad 296 °C se delno razgradi. Destilira se v obliki azeotropne mešanice z vodo (masni delež kisline 98,3%, vrelišče 296–340 ° C), ki se pri močnejšem segrevanju popolnoma razgradi. Neomejeno se meša z vodo (močno exo‑ učinek). Močna kislina v raztopini, nevtralizirana z alkalijami in amonijevim hidratom. Kovine pretvarja v sulfate (s presežkom koncentrirane kisline nastajajo topni hidrosulfati v normalnih pogojih), kovine Be, Bi, Co, Fe, Mg in Nb pa se v koncentrirani kislini pasivirajo in z njo ne reagirajo. Reagira z bazičnimi oksidi in hidroksidi, razgrajuje soli šibkih kislin. Šibek oksidant v razredčeni raztopini (zaradi H I), močan v koncentrirani raztopini (zaradi S VI). Dobro raztopi SO 3 in z njim reagira (nastane težka oljnata tekočina - oleum, vsebuje H 2 S 2 O 7).

Kvalitativna reakcija na SO 4 2- ion - precipitacija belega barijevega sulfata BaSO 4 (oborina se ne prenese v raztopino s klorovodikovo in dušikovo kislino, v nasprotju z belo oborino BaSO 3).

Uporablja se pri proizvodnji sulfatov in drugih žveplovih spojin, mineralnih gnojil, eksplozivov, barvil in zdravil, v organski sintezi, za "odpiranje" (prva stopnja predelave) industrijsko pomembnih rud in mineralov, pri čiščenju naftnih derivatov, pri elektrolizi vode, kot elektrolit za svinčene akumulatorje. Strupeno, povzroča opekline kože. Enačbe najpomembnejših reakcij:

potrdilo o prejemu v industrija:

a) sinteza SO 2 iz žveplovih, sulfidnih rud, vodikovega sulfida in sulfatnih rud:

S + O 2 (zrak) = SO2(280-360 °C)

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

2H 2 S + 3O 2 (npr.) = 2 SO2+ 2Н 2 O (250–300 °C)

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

b) pretvorba SO 2 v SO 3 v kontaktnem aparatu:

c) sinteza koncentrirane in brezvodne žveplove kisline:

H 2 O (dif. H 2 SO 4) + SO 3 \u003d H2SO4(konc., brezvodni)

(absorpcija SO 3 s čisto vodo za pridobitev H 2 SO 4 se ne izvaja zaradi močnega segrevanja zmesi in povratne razgradnje H 2 SO 4, glej zgoraj);

d) sinteza oleum- mešanice brezvodnega H 2 SO 4 , dižveplove kisline H 2 S 2 O 7 in presežka SO 3 . Raztopljeni SO 3 zagotavlja brezvodni oleum (ko vstopi voda, takoj nastane H 2 SO 4), kar omogoča varen transport v jeklenih cisternah.

Natrijev sulfat Na 2 SO 4. Oksosol. Bela, higroskopska. Topi se in vre brez razgradnje. Tvori kristalni hidrat (mineral mirabilit), enostavno izgubljanje vode; tehnično ime Glauberjeva sol. Dobro se raztopi v vodi, ni hidroliziran. Reagira s H 2 SO 4 (konc.), SO 3 . Pri segrevanju ga reducira vodik, koks. Vstopi v reakcije ionske izmenjave.

Uporablja se pri proizvodnji stekla, celuloze in mineralnih barv, kot zdravilo. Vsebovan v slanici slanih jezer, zlasti v zalivu Kara-Bogaz-Gol v Kaspijskem morju.

Enačbe najpomembnejših reakcij:

Kalijev hidrogensulfat KHSO 4 . Kisla oksosol. Bel, higroskopičen, vendar ne tvori kristalnih hidratov. Pri segrevanju se stopi in razpade. Dobro se raztopi v vodi, v raztopini je anion izpostavljen disociaciji, medij raztopine je močno kisel. Nevtralizirano z alkalijami.

Uporablja se kot sestavina talil v metalurgiji, sestavni del mineralnih gnojil.

Enačbe najpomembnejših reakcij:

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

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

KHSO 4 (razb.) + KOH (konc.) \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)

potrdilo o prejemu: Obdelava kalijevega sulfata s koncentrirano (več kot 60 %) žveplovo kislino na hladnem:

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

Kalcijev sulfat CaSO 4 . Oksosol. Bel, zelo higroskopičen, ognjevzdržen, razpade pri žganju. Naravni CaSO 4 se pojavlja kot zelo pogost mineral mavec CaSO 4 2H 2 O. Pri 130 ° C sadra izgubi del vode in preide v žgana (mavčna) sadra 2CaSO 4 H 2 O (tehnično ime alabaster). Popolnoma dehidrirana (200 °C) sadra ustreza mineralu anhidrit CaSO4. Rahlo topen v vodi (0,206 g / 100 g H 2 O pri 20 ° C), topnost se zmanjša pri segrevanju. Reagira s H 2 SO 4 (konc.). Obnovljen s koksom med fuzijo. Določa večino "trajne" trdote sladke vode (za podrobnosti glejte 9.2).

Enačbe najpomembnejših reakcij: 100–128 °C

Uporablja se kot surovina pri proizvodnji SO 2 , H 2 SO 4 in (NH 4) 2 SO 4 , kot talilo v metalurgiji, polnilo papirja. Vezivna malta, pripravljena iz žganega mavca, se »strdi« hitreje kot mešanica na osnovi Ca(OH) 2 . Utrjevanje zagotavlja vezava vode, tvorba sadre v obliki kamnite mase. Žgana sadra se uporablja za izdelavo mavčnih odlitkov, arhitekturnih in dekorativnih oblik in izdelkov, predelnih plošč in panelov, kamnitih tlakov.

Aluminijev-kalijev sulfat KAl(SO 4) 2 . Dvojni oksosol. Bela, higroskopska. Pri močnem segrevanju razpade. Tvori kristalni hidrat kalijeve galune. Zmerno se raztopi v vodi, hidrolizira se na aluminijev kation. Reagira z alkalijami, amoniak hidratom.

Uporablja se kot jedko za barvanje tkanin, sredstvo za strojenje usnja, koagulant za pripravo sveže vode, sestavina sestavkov za lepljenje papirja, zunanje hemostatično sredstvo v medicini in kozmetologiji. Nastane pri skupni kristalizaciji aluminijevih in kalijevih sulfatov.

Enačbe najpomembnejših reakcij:

Kromov (III) sulfat - kalijev KCr (SO 4) 2. Dvojni oksosol. Rdeča (temno vijoličen hidrat, tehnično ime krokalijev alum). Pri segrevanju se razgradi brez taljenja. Dobro topen v vodi (sivo-modra barva raztopine ustreza aquacomplexu 3+), hidrolizira na krom(III) kationu. Reagira z alkalijami, amoniak hidratom. Šibko oksidacijsko in redukcijsko sredstvo. Vstopi v reakcije ionske izmenjave.

Kvalitativne reakcije na ion Cr 3+ - redukcija do Cr 2+ ali oksidacija do rumenega CrO 4 2-.

Uporablja se kot strojilo za usnje, kot jedko za barvanje tkanin, kot reagent v fotografiji. Nastane pri skupni kristalizaciji kromovega (III) in kalijevega sulfata. Enačbe najpomembnejših reakcij:

Manganov (II) sulfat MnSO 4 . Oksosol. Bela, ob vžigu se topi in razpade. MnSO 4 5H 2 O kristalni hidrat - rdeče-roza, tehnično ime manganov vitriol. Dobro raztopimo v vodi, svetlo rožnata (skoraj brezbarvna) barva raztopine ustreza aquacomplexu 2+; hidroliziran pri kationu. Reagira z alkalijami, amoniak hidratom. Šibko redukcijsko sredstvo, reagira s tipičnimi (močnimi) oksidanti.

Kvalitativne reakcije na ion Mn 2+ - komutacija z ionom MnO 4 in izginotje vijolične barve slednjega, oksidacija Mn 2+ v MnO 4 in pojav vijolične barve.

Uporablja se za pridobivanje Mn, MnO 2 in drugih manganovih spojin, kot mikrognojilo in analitski reagent.

Enačbe najpomembnejših reakcij:

Prejem:

2MnO 2 + 2H 2 SO 4 (konc.) = 2 MnSO 4+ O 2 + 2H 2 O (100 °C)

Železov sulfat (II) FeSO 4. Oksosol. Bela (hidratno svetlo zelena, tehnično ime črnilni kamen), higroskopski. Pri segrevanju razpade. Dobro se raztopi v vodi, v majhni meri se hidrolizira na kation. V raztopini z atmosferskim kisikom hitro oksidira (raztopina porumeni in postane motna). Reagira z oksidacijskimi kislinami, alkalijami, amonijevim hidratom. Tipičen restavrator.

Uporablja se kot sestavina mineralnih barv, elektrolitov pri galvanizaciji, konzervans za les, fungicid, zdravilo proti anemiji. V laboratoriju se pogosto jemlje v obliki dvojne soli Fe (NH 4) 2 (SO 4) 2 6H 2 O ( morska sol) bolj odporen na zrak.

Enačbe najpomembnejših reakcij:

Prejem:

Fe + H 2 SO 4 (razl.) \u003d FeSO4+H2

FeCO 3 + H 2 SO 4 (razb.) \u003d FeSO4+ CO 2 + H 2 O

7.4. Nekovine skupine VA

Dušik. amoniak

Dušik- element 2. periode in skupine VA periodnega sistema, zaporedna številka 7. Elektronska formula atoma je [ 2 He] 2s 2 2p 3, značilna oksidacijska stanja 0, -III, +III in +V, manj pogosto +II, +IV in drugi; stanje N v velja za razmeroma stabilno.

Lestvica dušikove oksidacije:

Dušik ima visoko elektronegativnost (3,07), tretjo za F in O. Kaže značilne nekovinske (kisle) lastnosti. Tvori različne kisline, soli in binarne spojine, ki vsebujejo kisik, kot tudi amonijev kation NH 4 + in njegove soli.

V naravi - sedemnajsti po kemijski številčnosti element (deveti med nekovinami). Bistven element za vse organizme.

Dušik N 2 . Preprosta snov. Sestavljen je iz nepolarnih molekul z zelo stabilno σππ vezjo N ≡ N, kar pojasnjuje kemijsko inertnost dušika v normalnih pogojih. Plin brez barve, okusa in vonja, ki kondenzira v brezbarvno tekočino (za razliko od O2).

Glavna sestavina zraka: 78,09% prostornine, 75,52% mase. Dušik zavre iz tekočega zraka pred kisikom O 2 . Rahlo topen v vodi (15,4 ml / 1 l H 2 O pri 20 ° C), topnost dušika je manjša od topnosti kisika.

Pri sobni temperaturi N 2 reagira samo z litijem (v vlažnem ozračju), pri čemer nastane litijev nitrid Li 3 N, nitridi drugih elementov se sintetizirajo z močnim segrevanjem:

N 2 + 3Mg \u003d Mg 3 N 2 (800 ° C)

Pri električni razelektritvi N 2 reagira s fluorom in v zelo majhni meri s kisikom:

Reverzibilna reakcija pridobivanja amoniaka poteka pri 500 ° C, pod pritiskom do 350 atm in vedno v prisotnosti katalizatorja (Fe / F 2 O 3 / FeO, v laboratoriju Pt):

V skladu z Le Chatelierjevim načelom naj bi prišlo do povečanja donosa amoniaka s povečanjem tlaka in znižanjem temperature. Vendar pa je hitrost reakcije pri nizkih temperaturah zelo nizka, zato postopek izvajamo pri 450–500 °C, pri čemer dosežemo 15 % izkoristek amoniaka. Nezreagirana N 2 in H 2 se vrneta v reaktor in s tem povečata obseg reakcije.

Dušik je kemično pasiven glede na kisline in alkalije, ne podpira gorenja.

potrdilo o prejemu v industrija- frakcijska destilacija tekočega zraka ali kemična odstranitev kisika iz zraka, na primer z reakcijo 2C (koks) + O 2 \u003d 2CO pri segrevanju. V teh primerih dobimo dušik, ki vsebuje tudi primesi žlahtnih plinov (predvsem argona).

AT laboratorijih majhne količine kemično čistega dušika lahko dobimo s preklopno reakcijo z zmernim segrevanjem:

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)

Uporablja se za sintezo amoniaka, dušikove kisline in drugih produktov, ki vsebujejo dušik, kot inertni medij za kemijske in metalurške procese ter shranjevanje vnetljivih snovi.

Amoniak NH 3 . Binarna spojina, oksidacijsko stanje dušika je - III. Brezbarven plin z ostrim značilnim vonjem. Molekula ima strukturo nepopolnega tetraedra [: N(H) 3)] (sp 3 ‑hibridizacija). Prisotnost dušika v molekuli NH 3 donorjevega para elektronov v hibridni orbitali sp 3 povzroči značilno adicijsko reakcijo vodikovega kationa s tvorbo kationa amonij NH4+. Utekočini se pod pozitivnim tlakom pri sobni temperaturi. V tekočem stanju je povezan z vodikovimi vezmi. Toplotno nestabilno. Dobro se raztopi v vodi (več kot 700 l/1 l H 2 O pri 20 °C); delež v nasičeni raztopini je = 34 % mase in = 99 % prostornine, pH = 11,8.

Zelo reaktiven, nagnjen k adicijskim reakcijam. Topi se v kisiku, reagira s kislinami. Kaže redukcijske (zaradi N-III) in oksidacijske (zaradi H I) lastnosti. Suši se samo s kalcijevim oksidom.

Kvalitativne reakcije- nastanek belega "dima" ob stiku s plinastim HCl, črnjenje kosa papirja, navlaženega z raztopino Hg 2 (NO 3) 2.

Vmesni produkt pri sintezi HNO 3 in amonijevih soli. Uporablja se pri proizvodnji sode, dušikovih gnojil, barvil, eksplozivov; tekoči amoniak je hladilno sredstvo. Strupeno.

Enačbe najpomembnejših reakcij:

potrdilo o prejemu: v laboratorijih- izpodrivanje amoniaka iz amonijevih soli pri segrevanju z natrijevim apnom (NaOH + CaO):

ali prekuhavanje vodne raztopine amoniaka, ki mu sledi sušenje plina.

AT industrija amoniak se sintetizira iz dušika (glej) z vodikom. Proizvedeno v industriji v utekočinjeni obliki ali v obliki koncentrirane vodne raztopine pod tehničnim imenom amoniakova voda.

Amonijev hidrat NH3H2O. Medmolekulska povezava. Bela, v kristalni mreži - molekule NH 3 in H 2 O, vezane s šibko vodikovo vezjo H 3 N ... HOH. Prisoten v vodni raztopini amoniaka, šibka baza (produkti disociacije - kation NH 4 - in anion OH -). Amonijev kation ima pravilno tetraedrično strukturo (sp 3 hibridizacija). Toplotno nestabilna, pri vrenju raztopine popolnoma razpade. Nevtraliziran z močnimi kislinami. V koncentrirani raztopini kaže redukcijske lastnosti (zaradi N III). Vstopi v reakcije ionske izmenjave in tvorbe kompleksov.

Kvalitativna reakcija- nastanek belega "dima" ob stiku s plinastim HCl.

Uporablja se za ustvarjanje rahlo alkalnega okolja v raztopini med obarjanjem amfoternih hidroksidov.

1M raztopina amoniaka vsebuje predvsem NH 3 H 2 O hidrat in le 0,4 % NH 4 + in OH - ionov (zaradi disociacije hidrata); tako ionski "amonijev hidroksid NH 4 OH" praktično ni v raztopini, tudi v trdnem hidratu ni takšne spojine. Enačbe najpomembnejših reakcij:

NH 3 H 2 O (konc.) = NH 3 + H 2 O (vre z NaOH)

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

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

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

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

4(NH3H20) (konc.)+ Ag 2 O = 2OH + 3H2O

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

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

Pogosto se imenuje razredčena raztopina amoniaka (3-10%) amoniak(ime so izumili alkimisti) in koncentrirana raztopina (18,5–25%) - amoniakova voda(proizvedeno v industriji).

Podobne informacije.

Kemijske lastnosti

Fizične lastnosti

V normalnih pogojih je vodikov sulfid brezbarven plin z močnim značilnim vonjem po gnilih jajcih. T pl \u003d -86 ° С, T kip \u003d -60 ° C, slabo topen v vodi, pri 20 ° C se v 100 g vode raztopi 2,58 ml H 2 S. Je zelo strupen, pri vdihavanju povzroči paralizo, kar lahko povzroči smrt. V naravi se sprošča kot del vulkanskih plinov, nastaja pri razpadanju rastlinskih in živalskih organizmov. Dobro se raztopi v vodi, pri raztapljanju tvori šibko vodikovo sulfidno kislino.

1. V vodni raztopini ima vodikov sulfid lastnosti šibke dibazične kisline:

H 2 S \u003d HS - + H +;

HS - \u003d S 2- + H +.

1. Vodikov sulfid gori v zraku modri plamen. Pri omejenem dostopu zraka nastane prosto žveplo:

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

Z odvečnim dostopom zraka zgorevanje vodikovega sulfida povzroči nastanek žveplovega oksida (IV):

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

1. Vodikov sulfid ima redukcijske lastnosti. Odvisno od pogojev se lahko vodikov sulfid v vodni raztopini oksidira v žveplo, žveplov dioksid in žveplovo kislino.

Na primer, razbarva bromovo vodo:

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

medsebojno deluje s klorirano vodo:

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

Tok vodikovega sulfida lahko vžgemo z uporabo svinčevega dioksida, saj reakcijo spremlja veliko sproščanje toplote:

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

1. Interakcija vodikovega sulfida z žveplovim dioksidom uporablja se za pridobivanje žvepla iz odpadnih plinov metalurške in sulfatne proizvodnje:

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

Ta proces je povezan s tvorbo naravnega žvepla med vulkanskimi procesi.

1. S hkratnim prehodom žveplovega dioksida in vodikovega sulfida skozi raztopino alkalije nastane tiosulfat:

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

1. Reakcija razredčene klorovodikove kisline z železovim(II) sulfidom

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

1. Reakcija aluminijevega sulfida s hladno vodo

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

1. Neposredna sinteza iz elementov nastane, ko vodik prehaja čez staljeno žveplo:

H 2 + S = H 2 S.

1. Segrevanje mešanice parafina in žvepla.

1.9. Žveplovodikova kislina in njene soli

Žveplovodikova kislina ima vse lastnosti šibkih kislin. Reagira s kovinami, kovinskimi oksidi, bazami.

Kot dibazična kislina tvori dve vrsti soli - sulfidi in hidrosulfidi . Hidrosulfidi so dobro topni v vodi, prav tako sulfidi alkalijskih in zemeljskoalkalijskih kovin, sulfidi težkih kovin so praktično netopni.

Sulfidi alkalijskih in zemeljskoalkalijskih kovin niso obarvani, ostali imajo značilno barvo, na primer sulfidi bakra (II), niklja in svinca so črni, kadmij, indij, kositer so rumeni, antimon je oranžen.

Ionski sulfidi alkalijskih kovin M 2 S imajo strukturo tipa fluorita, kjer je vsak atom žvepla obdan s kocko 8 atomov kovine in vsak atom kovine je obdan s tetraedrom 4 atomov žvepla. Sulfidi tipa MS so značilni za zemeljskoalkalijske kovine in imajo strukturo tipa natrijevega klorida, kjer je vsak atom kovine in žvepla obdan z oktaedrom atomov drugačne vrste. Ko se kovalentna narava vezi kovina-žveplo okrepi, se realizirajo strukture z nižjimi koordinacijskimi števili.

Sulfide barvnih kovin najdemo v naravi kot minerale in rude ter služijo kot surovine za proizvodnjo kovin.

- (vodikov sulfid) H2S, brezbarven plin z vonjem po gnilih jajcih; ttali? 85,54 .С, t vre? 60,35 .С; pri 0 .C se utekočini pod tlakom 1 MPa. Reducent. Stranski proizvod rafiniranja nafte, koksanja premoga itd.; nastane z razgradnjo... Veliki enciklopedični slovar

vodikov sulfid- (H2S), brezbarven, strupen plin z vonjem po gnilih jajcih. Nastane med procesi razpadanja, najdemo ga v surovi nafti. Pridobiva se z delovanjem žveplove kisline na kovinske sulfide. Uporablja se v tradicionalni KVALITATIVNI ANALIZI. Lastnosti: temperatura ... ... Znanstveni in tehnični enciklopedični slovar

vodikov sulfid- Vodikov sulfid, vodikov sulfid, pl. ne, mož. (kem.). Med razpadom beljakovinskih snovi nastane plin, ki oddaja vonj po gnilih jajcih. Razlagalni slovar Ušakova. D.N. Ushakov. 1935 1940 ... Razlagalni slovar Ušakova

vodikov sulfid- Vodikov sulfid, ah, mož. Brezbarven plin z ostrim, neprijetnim vonjem, ki je posledica razgradnje beljakovin. | prid. vodikov sulfid, oh, oh. Razlagalni slovar Ozhegova. S.I. Ozhegov, N.Yu. Švedova. 1949 1992 ... Razlagalni slovar Ozhegova

vodikov sulfid- n., število sinonimov: 1 plin (55) Slovar sinonimov ASIS. V.N. Trishin. 2013 ... Slovar sinonimov

vodikov sulfid- brezbarven strupen plin H2S z neprijetnim specifičnim vonjem. Ima rahlo kisle lastnosti. 1 liter C. pri t 0 ° C in tlaku 760 mm je 1,539 g Najdemo ga v oljih, v naravnih vodah, v plinih biokemičnega izvora, kot ... ... Geološka enciklopedija

vodikov sulfid- Vodikov sulfid, H2S (molekulska masa 34,07), brezbarven plin z značilnim vonjem po gnilih jajcih. Liter plina pri normalnih razmerah (0°, 760 mm) tehta 1,5392 g. Temperatura, vrelišče 62°, tališče 83°; S. je del plinastih izločkov ... ... Velika medicinska enciklopedija

vodikov sulfid- — Biotehnološke teme EN vodikov sulfid … Priročnik tehničnega prevajalca

vodikov sulfid- VODIKOV sulfid, a, m Brezbarven plin z ostrim neprijetnim vonjem, ki nastane pri razgradnji beljakovinskih snovi in ​​je kombinacija žvepla z vodikom. Vodikov sulfid najdemo v nekaterih mineralnih vodah in zdravilnih blatih in se uporablja ... ... Razlagalni slovar ruskih imen

knjige

• Kako nehati kaditi! (DVD), Pelinsky Igor, "Nič ni lažjega kot nehati kaditi - že tridesetkrat sem nehal kaditi" (Mark Twain). Zakaj ljudje začnejo kaditi? Da se sprostite, sprostite, zberete misli, se znebite stresa ali… Kategorija: Psihologija. Posel Serija: Pot do zdravja in popolnosti Založnik: Owl-Film, Kupite za 275 rubljev
• Vestimentifera - Intestinal Invertebrates of the Deep Sea , V. V. Malakhov , Monografija je posvečena novi skupini velikanskih (do 2,5 m) globokomorskih živali, ki živijo na območjih globokomorske hidrotermalne aktivnosti in hladnih ogljikovodikov. Večina ... Kategorija: Medicina Založnik: Združenje znanstvenih publikacij KMK, Kupite za 176 rubljev elektronska knjiga(fb2, fb3, epub, mobi, pdf, html, pdb, lit, doc, rtf, txt)

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

§ 8.1. Redoks reakcije

LABORATORIJSKE RAZISKAVE
(nadaljevanje)

2. Ozon je oksidant.

Ozon je najpomembnejša snov za naravo in človeka.

Ozon ustvarja ozonosfero okoli Zemlje na nadmorski višini od 10 do 50 km, z največjo vsebnostjo ozona na nadmorski višini 20–25 km. Ker je v zgornjih plasteh atmosfere, ozon ne prehaja na zemeljsko površje večine ultravijoličnih sončnih žarkov, ki škodljivo vplivajo na ljudi, živali in rastline. V zadnjih letih so odkrili področja ozonosfere z močno zmanjšano vsebnostjo ozona, tako imenovane ozonske luknje. Ni znano, ali so ozonske luknje nastale že prej. Nejasni so tudi razlogi za njihov nastanek. Predpostavlja se, da klor vsebujoči freoni hladilnikov in parfumskih pločevink pod vplivom ultravijoličnega sevanja Sonca sproščajo atome klora, ki reagirajo z ozonom in s tem zmanjšajo njegovo koncentracijo v zgornji atmosferi. Nevarnost ozonskih lukenj v ozračju je za znanstvenike izjemno zaskrbljujoča.
V spodnji atmosferi nastaja ozon kot posledica niza zaporednih reakcij med atmosferskim kisikom in dušikovimi oksidi, ki jih oddajajo slabo regulirani avtomobilski motorji in nastajajo zaradi razelektritev iz visokonapetostnih daljnovodov. Ozon je zelo škodljiv za dihanje - uničuje tkiva bronhijev in pljuč. Ozon je izjemno strupen (močnejši od ogljikovega monoksida). Največja dovoljena koncentracija v zraku je 10-5%.
Tako ima ozon v zgornjih in spodnjih plasteh ozračja nasproten učinek na človeka in divje živali.
Ozon se skupaj s klorom uporablja pri čiščenju vode za razgradnjo organskih nečistoč in ubijanje bakterij. Vendar imata tako kloriranje kot ozoniranje vode svoje prednosti in slabosti. Pri kloriranju vode se bakterije skoraj popolnoma uničijo, vendar nastanejo organske snovi rakotvorne narave, ki so zdravju škodljive (prispevajo k razvoju rakavih tumorjev) - dioksini in podobne spojine. Pri ozoniziranju vode takšne snovi ne nastajajo, vendar ozon ne uniči vseh bakterij, preostale žive bakterije pa se čez nekaj časa obilno namnožijo, posrkajo ostanke ubitih bakterij, voda pa postane še bolj onesnažena z bakterijsko floro. Zato je ozoniranje pitne vode najbolje uporabiti, ko jo porabimo hitro. Zelo učinkovito ozoniranje vode v bazenih, ko voda neprekinjeno kroži skozi ozonizator. Ozon se uporablja tudi za čiščenje zraka. Je eno izmed okolju prijaznih oksidantov, ki ne puščajo škodljivih razpadnih produktov.
Ozon oksidira skoraj vse kovine razen zlata in kovin platinske skupine.

Kemične metode pridobivanja ozona so neučinkovite ali prenevarne. Zato vam svetujemo, da ozon zmešate z zrakom v ozonatorju (vpliv šibke električne razelektritve na kisik), ki je na voljo v šolskem fizikalnem laboratoriju.

Ozon se najpogosteje pridobiva z delovanjem na plinasti kisik tihe električne razelektritve (brez sijaja in isker), ki nastane med stenami notranje in zunanje posode ozonizatorja. Najenostavnejši ozonator je enostavno narediti iz steklenih cevi z zamaški. Kako to storiti, boste razumeli iz sl. 8.4. Notranja elektroda je kovinska palica (dolg žebelj), zunanja elektroda je žična spirala. Zrak lahko izpihnete z akvarijsko zračno črpalko ali gumijasto mehko iz pršilne steklenice. Na sl. 8.4 notranja elektroda je v stekleni cevi ( zakaj tako misliš?), vendar lahko ozonator sestavite brez njega. Gumijaste zamaške ozon hitro razjeda.

Priročno je pridobiti visoko napetost iz indukcijske tuljave sistema za vžig avtomobila z neprekinjenim odpiranjem povezave z virom nizke napetosti (baterija ali 12 V usmernik).
Izkoristek ozona je nekaj odstotkov.

Ozon je mogoče kvalitativno zaznati z uporabo škrobne raztopine kalijevega jodida. To raztopino lahko impregniramo s trakom filtrirnega papirja ali pa raztopino dodamo ozonirani vodi in skozi raztopino v epruveti spustimo zrak z ozonom. Kisik ne reagira z jodidnim ionom.
Enačba reakcije:

2I - + O 3 + H 2 O \u003d I 2 + O 2 + 2OH -.

Napišite enačbe za reakcije sprejemanja in oddajanja elektronov.
V ozonator prinesite trak filtrirnega papirja, navlaženega s to raztopino. (Zakaj mora raztopina kalijevega jodida vsebovati škrob?) Vodikov peroksid na ta način moti določanje ozona. (zakaj?).
Izračunajte EMF reakcije z uporabo elektrodnih potencialov:

3. Redukcijske lastnosti vodikovega sulfida in sulfidnega iona.

Vodikov sulfid je brezbarven plin z vonjem po gnilih jajcih (nekatere beljakovine vsebujejo žveplo).
Za izvajanje poskusov z vodikovim sulfidom lahko uporabimo plinasti vodikov sulfid, ki ga spustimo skozi raztopino s preučevano snovjo, ali pa preskusnim raztopinam dodamo predhodno pripravljeno vodikovo sulfidno vodo (to je bolj priročno). Številne reakcije lahko izvedemo z raztopino natrijevega sulfida (reakcije za sulfidni ion S 2–).
Delajte z vodikovim sulfidom samo na prepih! Mešanice vodikovega sulfida z zrakom gorijo z eksplozijo.

Vodikov sulfid se običajno proizvaja v Kippovem aparatu z delovanjem 25 % žveplove (razredčene 1 : 4) ali 20 % klorovodikove (razredčene 1 : 1) kisline na železov sulfid v obliki kosov velikih 1–2 cm Reakcijska enačba:

FeS (kr.) + 2Н + = Fe 2+ + H 2 S (g.).

Majhne količine vodikovega sulfida lahko dobimo tako, da damo kristalni natrijev sulfid v bučko z zamaškom, skozi katerega napeljemo dodatni lij z zaporno pipo in odvodno cevjo. Počasi izlivanje 5–10 % klorovodikove kisline iz lija (zakaj ne žveplo?), bučko nenehno stresamo s stresanjem, da preprečimo lokalno kopičenje nezreagirane kisline. Če tega ne storite, lahko nepričakovano mešanje komponent povzroči burno reakcijo, izmet zamaška in uničenje bučke.
Enakomeren pretok vodikovega sulfida se pridobi s segrevanjem z vodikom bogatih organskih spojin z žveplom, kot je parafin (1 del parafina na 1 del žvepla, 300 °C).
Za pridobivanje vodikove sulfidne vode vodikov sulfid spustimo skozi destilirano (ali kuhano) vodo. V eni prostornini vode se raztopi približno tri prostornine plinastega vodikovega sulfida. Ko stoji na zraku, vodikov sulfid postopoma postane moten. (zakaj?).
Vodikov sulfid je močno redukcijsko sredstvo: halogeni se reducirajo v vodikove halogenide, žveplova kislina v žveplov dioksid in žveplo.
Vodikov sulfid je strupen. Najvišja dovoljena koncentracija v zraku je 0,01 mg/l. Že v nizkih koncentracijah vodikov sulfid draži oči in dihala ter povzroča glavobole. Koncentracije nad 0,5 mg/l so življenjsko nevarne. Pri višjih koncentracijah je prizadet živčni sistem. Pri vdihavanju vodikovega sulfida je možen zastoj srca in dihanja. Včasih se vodikov sulfid kopiči v jamah in kanalizacijskih vodnjakih in oseba, ki pride tja, takoj izgubi zavest in umre.
Hkrati imajo vodikove sulfidne kopeli terapevtski učinek na človeško telo.

3a. Reakcija vodikovega sulfida z vodikovim peroksidom.

Preučite učinek raztopine vodikovega peroksida na vodikov sulfid ali raztopino natrijevega sulfida.
Na podlagi rezultatov poskusov sestavite reakcijske enačbe. Izračunajte EMF reakcije in sklepajte o možnosti njenega poteka.

3b. Reakcija vodikovega sulfida z žveplovo kislino.

V epruveto z 2–3 ml vodikove sulfidne vode (ali raztopine natrijevega sulfida) dodamo po kapljicah koncentrirano žveplovo kislino. (previdno!) pred pojavom motnosti. Kaj je ta snov? Katere druge produkte lahko dobimo pri tej reakciji?
Napiši reakcijske enačbe. Izračunajte EMF reakcije z uporabo elektrodnih potencialov:

4. Žveplov dioksid in sulfitni ion.

Žveplov dioksid, žveplov dioksid, je najpomembnejši onesnaževalec zraka, ki ga izpuščajo avtomobilski motorji pri uporabi slabo prečiščenega bencina in peči, v katerih sežigajo premog, ki vsebuje žveplo, šoto ali kurilno olje. Vsako leto se zaradi izgorevanja premoga in nafte v ozračje sprosti na milijone ton žveplovega dioksida.
Žveplov dioksid se naravno pojavlja v vulkanskih plinih. Žveplov dioksid oksidira atmosferski kisik v žveplov trioksid, ki se z absorpcijo vode (hlapov) spremeni v žveplovo kislino. Padajoči kisli dež uničuje cementne dele zgradb, arhitekturnih spomenikov, skulptur, izklesanih iz kamna. Kisli dež upočasnjuje rast rastlin in vodi celo v njihovo smrt ter ubije žive organizme vodnih teles. Takšno deževje izpira fosforjeva gnojila, ki so slabo topna v vodi, kar, ko pride v vodna telesa, povzroči hitro razmnoževanje alg in hitro močvirjenje ribnikov in rek.
Žveplov dioksid je brezbarven plin z ostrim vonjem. Žveplov dioksid je treba proizvajati in ravnati na prepih.

Žveplov dioksid lahko dobimo tako, da damo 5–10 g natrijevega sulfita v zaprto bučko z odvodno cevjo in dodatnim lijem. Iz kapalnega lija z 10 ml koncentrirane žveplove kisline (skrajno previdno!) dodajte ga po kapljicah kristalom natrijevega sulfita. Namesto kristalnega natrijevega sulfita lahko uporabite njegovo nasičeno raztopino.
Žveplov dioksid lahko dobimo tudi z reakcijo med kovinskim bakrom in žveplovo kislino. V bučko z okroglim dnom, opremljeno z zamaškom s cevjo za izpust plina in kapalnim lijem, damo bakrene ostružke ali kose žice in iz kapalnega lija nalijemo malo žveplove kisline (na 10 g vzamemo približno 6 ml koncentrirane žveplove kisline). iz bakra). Bučko rahlo segrejte, da začnete reakcijo. Nato dodajajte kislino po kapljicah. Napišite enačbi za sprejem in vračanje elektronov ter totalno enačbo.
Lastnosti žveplovega dioksida lahko preučujemo s prepuščanjem plina skozi raztopino reagenta ali v obliki vodne raztopine (žveplova kislina). Enake rezultate dobimo z uporabo nakisanih raztopin natrijevih sulfitov Na 2 SO 3 in kalijevega K 2 SO 3 . V enem volumnu vode raztopimo do štirideset volumnov žveplovega dioksida (dobimo ~6 % raztopino).
Žveplov dioksid je strupen. Pri blagi zastrupitvi se pojavi kašelj, izcedek iz nosu, solzenje, začne se vrtoglavica. Povečanje odmerka povzroči zastoj dihanja.

4a. Interakcija žveplove kisline z vodikovim peroksidom.

Predvidi reakcijske produkte žveplove kisline in vodikovega peroksida. Preizkusite svoje ugibanje z izkušnjami.
Enako količino 3% raztopine vodikovega peroksida dodajte 2–3 ml žveplove kisline. Kako dokazati nastanek pričakovanih produktov reakcije?
Isti poskus ponovimo z nakisano in alkalno raztopino natrijevega sulfita.
Napišite reakcijske enačbe in izračunajte EMF procesa.
Izberite potenciale elektrod, ki jih potrebujete:

4b. Reakcija med žveplovim dioksidom in vodikovim sulfidom.

Ta reakcija poteka med plinastim SO 2 in H 2 S in služi za proizvodnjo žvepla. Reakcija je zanimiva tudi v tem, da se obe atmosferski onesnaževali izničita. Ali ta reakcija poteka med raztopinama vodikovega sulfida in žveplovega dioksida? Odgovorite na to vprašanje z izkušnjami.
Izberite elektrodne potenciale, da ugotovite možnost reakcije v raztopini:

Poskusite izvesti termodinamični izračun možnosti poteka reakcij. Termodinamične značilnosti snovi za ugotavljanje možnosti reakcije med plinastimi snovmi so naslednje:

V katerem stanju snovi - plinastem ali v raztopini - so reakcije bolj zaželene?