Oksigjeni me elementi më i zakonshëm në koren e tokës. Molekula e oksigjenit është diatomike (O 2). Një substancë e thjeshtë - oksigjeni molekular - është një gaz pa ngjyrë dhe erë, pak i tretshëm në ujë. Atmosfera e Tokës përmban 21% (në vëllim) oksigjen. Në përbërjet natyrore, oksigjeni shfaqet në formën e oksideve (H 2 O, SiO 2) dhe kripërave të oksoacideve. Një nga përbërjet më të rëndësishme natyrore të oksigjenit është uji, ose oksidi i hidrogjenit H2O.

Përveç oksideve, oksigjeni është i aftë të formojë perokside - substanca që përmbajnë grupin e mëposhtëm të atomeve: –O–O–. Një nga peroksidet më të rëndësishme është peroksidi i hidrogjenit H 2 O 2 (H–O–O–H). Në peroksidet, atomet e oksigjenit kanë një gjendje të ndërmjetme oksidimi prej minus 1, kështu që këto komponime mund të jenë agjentë oksidues dhe reduktues:

Nga vlerat e potencialeve standarde të elektrodës rrjedh se oksidet

Vetitë termike të H2O2 janë më të theksuara në një mjedis acid, dhe vetitë reduktuese janë më të theksuara në një mjedis alkalik. Për shembull, peroksidi i hidrogjenit në një mjedis acid është i aftë të oksidojë ato substanca, potenciali standard i të cilave i sistemit elektrokimik nuk kalon +1,776 V, dhe të zvogëlojë vetëm ato, potenciali i të cilëve është më i madh se +0,682 V.

Një modifikim alotropik i oksigjenit është ozoni (O3), një gaz me një erë specifike. Ozoni prodhohet nga veprimi i shkarkimeve elektrike "të qeta" në oksigjen në pajisje speciale - ozonizues. Reagimi i shndërrimit të oksigjenit në ozon kërkon energji:

3O2 ↔ 2O3 – 285 kJ.

Procesi i kundërt - dekompozimi i ozonit - ndodh spontanisht.

Ozoni është një nga agjentët oksidues më të fortë; për nga aktiviteti oksidativ është i dyti pas fluorit.

Në temperatura të larta, squfuri reagon me hidrogjenin për të formuar sulfid hidrogjeni(H2S) është një gaz pa ngjyrë me një erë karakteristike të proteinës së kalbur. Meqenëse ky reagim është i kthyeshëm, në praktikë sulfuri i hidrogjenit zakonisht prodhohet nga veprimi i acideve të holluara në sulfide metalike:

FeS + 2 HCl → H2S + FeCl2.

Sulfidi i hidrogjenit është një agjent i fortë reduktues; Kur ndizet në ajër, digjet me një flakë kaltërosh:

2 H2S + 3 O2 → 2 SO2 + 2 H2O (në oksigjen të tepërt).

Prandaj, një përzierje e sulfurit të hidrogjenit me ajrin është shpërthyese. Me mungesë oksigjeni, sulfidi i hidrogjenit oksidohet vetëm në squfur i lirë:

2 H2S + O2 → 2 S + 2 H2O.

Sulfidi i hidrogjenit është shumë helmues dhe mund të shkaktojë helmim të rëndë.

Një tretësirë ​​e sulfurit të hidrogjenit në ujë ka vetitë e një acidi dibazik të dobët (K1 = 6×10–8, K2 = 1×10–14). Kripërat mesatare të acidit hidrosulfid - sulfidet - mund të merren nga bashkëveprimi i drejtpërdrejtë i metaleve me squfurin. Sulfidet pak të tretshme mund të përftohen duke reaguar sulfurin e hidrogjenit me tretësirat e kripërave të metaleve përkatëse:

CuSO4 + H2S CuS+ H2SO4 .

Oksidi i squfurit(IV) formohet kur squfuri digjet në ajër:

S + O2 → SO2.

Në industri, SO2 përftohet nga pjekja e sulfideve dhe polisulfideve të metaleve, si dhe nga dekompozimi termik i sulfateve (në veçanti CaSO4):

Dioksidi i squfurit është një gaz pa ngjyrë me erën e squfurit të djegur. SO2 tretet mirë në ujë, duke formuar acid squfuri:

Acidi sulfuror – acid dibazik i dobët (K1=1,6×10–2, K2=6×10–8). H2SO3 dhe kripërat e tij janë agjentë të mirë reduktues dhe oksidohen në acid sulfurik ose sulfate:

Në temperatura të larta në prani të një katalizatori (V2O5, lidhjet me bazë platini), dioksidi i squfurit oksidohet nga oksigjeni në trioksid:

Oksidi i squfurit (VI) është anhidrid i acidit sulfurik:

Në gjendje të gaztë, oksidi i squfurit (VI) përbëhet nga molekula SO3 të vendosura në formën e një trekëndëshi të rregullt. Kur avulli i SO3 kondensohet, formohet një lëng i paqëndrueshëm (pika e vlimit = +44,8 °C), i përbërë kryesisht nga molekula ciklike trimerike. Kur ftohet në +16,8 °C, ngurtësohet dhe formohet i ashtuquajturi modifikim i ngjashëm me akullin SO3. Gjatë ruajtjes, ai gradualisht shndërrohet në një modifikim të SO3 të ngjashëm me asbestin, i përbërë nga molekula polimeri.

I koncentruar acid sulfurik, veçanërisht i nxehtë, është një agjent oksidues energjik. Ai oksidon jonet e bromit dhe jodit në halogjene të lira, qymyrin në dioksid karboni, squfurin në SO2. Kur ndërvepron me metalet, acidi sulfurik i përqendruar i shndërron ato në sulfate, duke i reduktuar në SO2, S ose H2S. Sa më aktiv të jetë metali, aq më thellë zvogëlohet acidi.

Për shembull, kur acidi sulfurik i përqendruar reagon me bakër, SO2 lirohet kryesisht; Kur ndërveproni me zinkun, mund të vërehet lëshimi i njëkohshëm i oksidit të squfurit (IV), squfurit të lirë dhe sulfurit të hidrogjenit:

H2SO4 është një acid dibazik i fortë, i disociuar në fazën e parë

pothuajse plotësisht; Disociimi në fazën e dytë ndodh në një masë më të vogël, megjithatë, në zgjidhjet ujore të holluara, acidi sulfurik shpërndahet pothuajse plotësisht sipas skemës së mëposhtme:

H2SO4 → 2 H + + SO4 2-

Shumica e kripërave të acidit sulfurik janë shumë të tretshme në ujë. Ato praktikisht të pazgjidhshme përfshijnë BaSO4, SrSO4, PbSO4; CaSO4 pak i tretshëm. Reagimi cilësor ndaj joneve SO4 2- është për shkak të formimit të sulfateve të dobëta të tretshme. Për shembull, kur jonet e bariumit futen në një tretësirë ​​që përmban sulfatione, precipiton një precipitat i bardhë i sulfatit të bariumit, praktikisht i pazgjidhshëm në ujë dhe acide të holluara:

Ba 2+ + SO4 2- → BaSO4↓ .

Acidi sulfurik përdoret në prodhimin e plehrave minerale;

si elektrolit në bateritë e plumbit; për të marrë të ndryshme acidet minerale dhe kripëra; në prodhimin e fibrave kimike, ngjyrave, tymit dhe eksplozivëve; në industrinë e naftës, përpunimit të metaleve, tekstilit, lëkurës e të tjera etj.

O.S.ZAYTSEV

LIBRI KIMIA

PËR MËSUESIT E SHKOLLËS SË MESËM,
STUDENTËT E UNIVERSITETEVE PEDAGOGJIKE DHE NXËNËS SHKOLLOR TË KLASAVE 9–10,
KUSH VENDOSI T'I përkushtohej KIMISË DHE SHKENCAVE NATYRORE

DETYRA E LIBRI MSIMOR LABORATORI PRAKTIKE SHKENCORE PER LEXIM

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

§ 8.1. Reaksionet redoks

KËRKIM LABORATORIK
(vazhdim)

2. Ozoni është një agjent oksidues.

Ozoni është substanca më e rëndësishme për natyrën dhe njerëzit.

Ozoni krijon një ozonosferë rreth Tokës në një lartësi prej 10 deri në 50 km me një përmbajtje maksimale të ozonit në një lartësi prej 20-25 km. Ndërsa në shtresat e sipërme atmosfera, ozoni nuk kalon në sipërfaqen e Tokës shumica e rrezet ultraviolet Dielli, i cili ka një efekt të dëmshëm për njerëzit, kafshët dhe florës. NË vitet e fundit Janë zbuluar zona të ozonosferës me përmbajtje shumë të reduktuar të ozonit, të ashtuquajturat vrima të ozonit. Nuk dihet nëse vrimat e ozonit janë formuar më parë. Arsyet e shfaqjes së tyre janë gjithashtu të paqarta. Besohet se freonet që përmbajnë klor nga frigoriferët dhe kanaçet e parfumeve janë rrezatimi ultravjollcë Dielli lëshon atome të klorit, të cilët reagojnë me ozonin dhe në këtë mënyrë reduktojnë përqendrimin e tij në atmosferën e sipërme. Rrezik vrimat e ozonit në atmosferë është jashtëzakonisht shqetësuese për shkencëtarët.
NË shtresat e poshtme atmosfera, ozoni formohet si rezultat i një sërë reaksionesh të njëpasnjëshme ndërmjet oksigjenit atmosferik dhe oksidet e azotit, emetuar nga motorët e makinave të rregulluara keq dhe shkarkimet që rezultojnë linjat e tensionit të lartë transmetimit të energjisë
Kështu, ozoni në shtresat e sipërme dhe të poshtme të atmosferës ka efekte të kundërta mbi njerëzit dhe botën e kafshëve.
Ozoni, së bashku me klorin, përdoret për të trajtuar ujin për të zbërthyer papastërtitë organike dhe për të vrarë bakteret. Megjithatë, si klorifikimi ashtu edhe ozonimi i ujit kanë avantazhet dhe disavantazhet e tyre. Kur uji klorohet, bakteret pothuajse shkatërrohen plotësisht, por formohen baktere të dëmshme për shëndetin. lëndë organike kancerogjene (promovojnë zhvillimin e tumoreve kancerogjene) - dioksina dhe komponime të ngjashme. Kur uji ozonizohet, substanca të tilla nuk formohen, por ozoni nuk i vret të gjitha bakteret dhe bakteret e gjalla të mbetura shumohen me bollëk pas njëfarë kohe, duke thithur mbetjet e baktereve të vrarë dhe uji bëhet edhe më i ndotur me florën bakteriale. Prandaj ozonimi ujë të pijshëmËshtë më mirë ta përdorni kur e përdorni shpejt. Ozonimi i ujit në pishina është shumë efektiv kur uji qarkullon vazhdimisht nëpër ozonizues. Ozoni përdoret gjithashtu për pastrimin e ajrit. Është një nga agjentët oksidues miqësorë me mjedisin që nuk lënë produkte të dëmshme të dekompozimit të tij.
Ozoni oksidon pothuajse të gjitha metalet, përveç metaleve të grupit të arit dhe platinit.

Metodat kimike për prodhimin e ozonit janë joefektive ose shumë të rrezikshme. Prandaj, ju këshillojmë që të merrni ozonin e përzier me ajër në një ozonizer (efekti i një shkarkimi të dobët elektrik në oksigjen) i disponueshëm në laboratorin e fizikës së shkollës.

Ozoni më së shpeshti përftohet duke vepruar në oksigjenin e gaztë me një shkarkesë elektrike të qetë (pa shkëlqim ose shkëndija), e cila ndodh midis mureve të enëve të brendshme dhe të jashtme të ozonizuesit. Ozonizuesi më i thjeshtë mund të bëhet lehtësisht nga tuba qelqi me tapa. Do të kuptoni se si ta bëni këtë nga Fig. 8.4. Elektroda e brendshme është një shufër metalike (gozhdë e gjatë), elektroda e jashtme është një spirale teli. Ajri mund të fryhet me një pompë ajri akuariumi ose një llambë gome nga një shishe spërkatës. Në Fig. 8.4 Elektroda e brendshme ndodhet në një tub qelqi ( Pse mendoni ju?), por mund të montoni një ozonizues pa të.

Prizat e gomës gërryhen shpejt nga ozoni. Tension të lartë
Është i përshtatshëm për të marrë nga spiralja e induksionit të sistemit të ndezjes së makinës duke hapur vazhdimisht lidhjen me burimin e tensionit të ulët (bateri ose ndreqës 12 V).

Ozoni mund të zbulohet në mënyrë cilësore duke përdorur një zgjidhje niseshteje të jodidit të kaliumit. Një rrip letre filtri mund të ngjyhet në këtë tretësirë, ose tretësira mund të shtohet në ujin e ozonizuar dhe ajri me ozon mund të kalojë përmes tretësirës në një provëz. Oksigjeni nuk reagon me jonin jodur.
Ekuacioni i reagimit:

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

Shkruani ekuacionet për reaksionet e fitimit dhe humbjes së elektroneve.
Sillni një rrip letre filtri të lagur me këtë tretësirë ​​në ozonator. (Pse një tretësirë ​​jodidi i kaliumit duhet të përmbajë niseshte?) Peroksidi i hidrogjenit ndërhyn në përcaktimin e ozonit duke përdorur këtë metodë. (Pse?).
Llogaritni EMF-në e reaksionit duke përdorur potencialet e elektrodës:

3. Vetitë reduktuese të sulfurit të hidrogjenit dhe jonit sulfid.

Sulfidi i hidrogjenit është një gaz pa ngjyrë me erën e vezëve të kalbura (disa proteina përmbajnë squfur).
Për të kryer eksperimente me sulfid hidrogjeni, mund të përdorni sulfid hidrogjeni të gaztë, duke e kaluar atë përmes një zgjidhje me substancën që studiohet, ose shtoni ujë sulfur hidrogjeni të përgatitur paraprakisht në zgjidhjet në studim (kjo është më e përshtatshme). Shumë reaksione mund të kryhen me një tretësirë ​​të sulfurit të natriumit (reaksionet me jonin sulfid S 2–).
Punoni me sulfur hidrogjeni vetëm nën draft! Përzierjet e sulfurit të hidrogjenit me ajrin digjen në mënyrë shpërthyese.

Sulfidi i hidrogjenit zakonisht prodhohet në një aparat Kipp duke reaguar 25% acid sulfurik (i holluar 1:4) ose 20% acid klorhidrik (i holluar 1:1) në sulfur hekuri në formën e copave me madhësi 1-2 cm.

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

Sasi të vogla të sulfurit të hidrogjenit mund të përftohen duke vendosur sulfur kristalor të natriumit në një balonë të mbyllur përmes së cilës kalohet një gyp pikues me mbajtës dhe një tub daljeje. Ngadalë derdhet 5–10% nga hinka acid klorhidrik (pse jo squfur?), balona tundet vazhdimisht duke tundur për të shmangur akumulimin lokal të acidit të pareaguar. Nëse kjo nuk bëhet, përzierja e papritur e përbërësve mund të çojë në një reagim të dhunshëm, nxjerrjen e tapës dhe shkatërrimin e balonës.
Një rrjedhë uniforme e sulfurit të hidrogjenit merret duke ngrohur përbërjet organike të pasura me hidrogjen, si parafina, me squfur (1 pjesë parafinë në 1 pjesë squfuri, 300 ° C).
Për të marrë ujë sulfur hidrogjeni, sulfuri i hidrogjenit kalohet përmes ujit të distiluar (ose të zier). Rreth tre vëllime të gazit të sulfurit të hidrogjenit treten në një vëllim uji. Kur qëndron në ajër, uji i sulfurit të hidrogjenit gradualisht bëhet i turbullt. (Pse?).
Sulfidi i hidrogjenit është një agjent i fortë reduktues: ai redukton halogjenet në halogjene hidrogjeni dhe acidin sulfurik në dioksid squfuri dhe squfur.
Sulfidi i hidrogjenit është helmues. Përqendrimi maksimal i lejuar në ajër është 0.01 mg/l. Edhe në përqëndrime të ulëta, sulfuri i hidrogjenit irriton sytë dhe traktit respirator, shkaqet dhimbje koke. Përqendrimet mbi 0.5 mg/l janë kërcënuese për jetën. Në përqendrime më të larta preket sistemi nervor. Thithja e sulfurit të hidrogjenit mund të shkaktojë arrest kardiak dhe të frymëmarrjes. Ndonjëherë sulfidi i hidrogjenit grumbullohet në shpella dhe puset e kanalizimeve, dhe një person i bllokuar atje humbet menjëherë vetëdijen dhe vdes.
Në të njëjtën kohë, banjat me sulfur hidrogjeni kanë një efekt shërues në trupin e njeriut.

3a. Reagimi i sulfurit të hidrogjenit me peroksid hidrogjeni.

Studioni efektin e tretësirës së peroksidit të hidrogjenit në ujin e sulfurit të hidrogjenit ose tretësirën e sulfurit të natriumit.
Bazuar në rezultatet e eksperimenteve, hartoni ekuacionet e reagimit. Llogaritni EMF-në e reaksionit dhe nxirrni një përfundim në lidhje me mundësinë e kalimit të tij.

3b. Reagimi i sulfurit të hidrogjenit me acidin sulfurik.

Hidhni acidin sulfurik të koncentruar me pika në një epruvetë me 2–3 ml ujë sulfur hidrogjeni (ose tretësirë ​​të sulfurit të natriumit). (me kujdes!) derisa të shfaqet turbullira. Çfarë është kjo substancë? Cilat produkte të tjera mund të prodhohen në këtë reagim?
Shkruani ekuacionet e reaksionit. Llogaritni emf-në e reaksionit duke përdorur potencialet e elektrodës:

4. Dioksidi i squfurit dhe joni sulfit.

Dioksidi i squfurit, dioksidi i squfurit, është ndotësi më i rëndësishëm atmosferik i emetuar nga motorët e automobilave kur përdoret benzinë ​​e pastruar dobët dhe nga furrat në të cilat digjen qymyr, torfe ose naftë me përmbajtje squfuri.
Çdo vit, miliona ton dioksid squfuri lëshohen në atmosferë për shkak të djegies së qymyrit dhe naftës. Dioksidi i squfurit gjendet natyrshëm në gazrat vullkanikë. Dioksidi i squfurit oksidohet nga oksigjeni atmosferik në trioksid squfuri, i cili, duke thithur ujin (avullin), shndërrohet në acid sulfurik. Shiu acid që bie shkatërron pjesë të çimentos të ndërtesave, monumenteve arkitekturore dhe skulpturave të gdhendura nga guri. Shiu acid
ngadalësojnë rritjen e bimëve dhe madje çojnë në vdekjen e tyre, vrasin organizmat e gjallë të trupave ujorë. Shira të tillë largojnë nga tokat e punueshme plehra fosforike, të cilat janë pak të tretshëm në ujë, të cilat, kur lëshohen në trupat ujorë, çojnë në përhapjen e shpejtë të algave dhe kënetimin e shpejtë të pellgjeve dhe lumenjve.

Dioksidi i squfurit mund të merret duke vendosur 5–10 g sulfit natriumi në një balonë të mbyllur me një tapë me një tub daljeje dhe një gyp për hedhjen. Nga një gyp me 10 ml acid sulfurik të koncentruar (kujdes ekstrem!) e hidhni pikë-pikë mbi kristalet e sulfitit të natriumit. Në vend të sulfitit kristalor të natriumit, mund të përdorni zgjidhjen e tij të ngopur.
Dioksidi i squfurit mund të prodhohet gjithashtu nga reaksioni midis metalit të bakrit dhe acidit sulfurik. Në një balonë me fund të rrumbullakët, të pajisur me një tapë me një tub për daljen e gazit dhe një gyp pikues, vendosni ashkla bakri ose copa teli dhe derdhni pak acid sulfurik nga gypi i hedhjes (për 10 g merret rreth 6 ml acid sulfurik i koncentruar. prej bakri). Për të filluar reagimin, ngrohni pak balonën. Pas kësaj shtoni acidin pikë-pikë. Shkruani ekuacionet për pranimin dhe humbjen e elektroneve dhe ekuacionin total.
Vetitë e dioksidit të squfurit mund të studiohen duke kaluar gazin përmes një tretësire reagjenti, ose në formën e një tretësire ujore (acid squfuri). Të njëjtat rezultate merren kur përdoren solucione të acidifikuara të sulfiteve të natriumit Na 2 SO 3 dhe sulfiteve të kaliumit K 2 SO 3. Deri në dyzet vëllime të dioksidit të squfurit treten në një vëllim uji (përftohet një tretësirë ​​~ 6%.
Dioksidi i squfurit është toksik. Me helmim të lehtë, fillon një kollë, rrjedhje e hundës, shfaqen lot dhe fillon marramendja. Rritja e dozës çon në ndalim të frymëmarrjes.

4a. Ndërveprimi i acidit sulfuror me peroksid hidrogjeni.

Parashikoni produktet e reaksionit të acidit sulfurik dhe peroksidit të hidrogjenit. Provoni supozimin tuaj me përvojë.
Shtoni të njëjtën sasi të tretësirës 3% të peroksidit të hidrogjenit në 2-3 ml acid squfuri. Si të vërtetohet formimi i produkteve të reaksionit të pritur?
Përsëriteni të njëjtin eksperiment me tretësirat e acidifikuara dhe alkaline të sulfitit të natriumit.
Shkruani ekuacionet e reaksionit dhe llogaritni emf-në e procesit.
Zgjidhni potencialet e elektrodës që ju nevojiten:

4b. Reagimi midis dioksidit të squfurit dhe sulfurit të hidrogjenit.

Ky reaksion zhvillohet ndërmjet SO 2 dhe H 2 S të gaztë dhe shërben për prodhimin e squfurit. Reagimi është gjithashtu interesant sepse dy ndotësit e ajrit shkatërrojnë reciprokisht njëri-tjetrin.
A zhvillohet ky reaksion ndërmjet tretësirave të sulfurit të hidrogjenit dhe dioksidit të squfurit? Përgjigjuni kësaj pyetje me përvojë.

Zgjidhni potencialet e elektrodës për të përcaktuar nëse një reaksion mund të ndodhë në tretësirë: substanca të gazta e mëposhtme:

Në cilën gjendje të substancave - të gazta apo në tretësirë ​​- janë më të preferuara reaksionet?

Squfuri është një element i grupit të gjashtë të periudhës së tretë të sistemit periodik Mendeleev. Prandaj, struktura e atomit të squfurit përshkruhet si më poshtë:

Struktura e atomit të squfurit tregon se ai është një jometal, d.m.th., atomi i squfurit është i aftë të marrë elektrone dhe të japë elektrone:

Detyra 15.1. Krijoni formula për përbërjet e squfurit që përmbajnë atome squfuri me gjendje të dhëna oksidimi.

Substanca e thjeshtë " squfuri» - mineral i fortë i brishtë të verdhë, i patretshëm në ujë. Në natyrë, gjenden si squfuri vendas ashtu edhe komponimet e tij: sulfide, sulfate. Sera si jometal aktiv reagon lehtësisht me hidrogjenin, oksigjenin dhe pothuajse të gjitha metalet dhe jometalet:

Detyra 15.2. Emërtoni përbërjet e fituara. Përcaktoni se cilat veti (agjent oksidues ose reduktues) shfaq squfuri në këto reaksione.

Si një jometal tipik, substanca e thjeshtë squfuri mund të jetë edhe një agjent oksidues dhe një agjent reduktues:

Ndonjëherë këto veti shfaqen në një reagim:

Meqenëse atomi oksidues dhe atomi reduktues janë të njëjtë, ato mund të "shtohen", d.m.th., të dy proceset kërkojnë tre atom squfuri.

Detyra 15.3. Vendosni koeficientët e mbetur në këtë ekuacion.

Squfuri mund të reagojë me acide - agjentë të fortë oksidues:

Kështu, duke qenë një jometal aktiv, squfuri formon shumë komponime. Le të shqyrtojmë vetitë e sulfurit të hidrogjenit, oksideve të squfurit dhe derivateve të tyre.

Sulfidi i hidrogjenit

H 2 S - sulfid hidrogjeni, i fortë gaz helmues me një erë të keqe vezësh të kalbura. Do të ishte më e saktë të thuhet se kur të bardhat e vezëve kalbet, ato dekompozohen, duke lëshuar sulfid hidrogjeni.

Detyra 15.4. Bazuar në gjendjen e oksidimit të atomit të squfurit në sulfurin e hidrogjenit, parashikoni se cilat veti do të shfaqë ky atom në reaksionet redoks.

Meqenëse sulfuri i hidrogjenit është një agjent reduktues (atomi i squfurit ka më e ulëta gjendja e oksidimit), oksidohet lehtë. Oksigjeni i ajrit oksidon sulfid hidrogjeni edhe në temperaturën e dhomës:

Sulfidi i hidrogjenit djeg:

Sulfidi i hidrogjenit është pak i tretshëm në ujë dhe tretësira e tij shfaq vetitë shumë i dobët acid (sulfidi i hidrogjenit H2S). Formon kripëra sulfide:

Pyetje. Si mund të merrni sulfid hidrogjeni nëse keni sulfide?

Sulfidi i hidrogjenit prodhohet në laboratorë duke vepruar në sulfide më të forta (se H2S) acidet, për shembull:

Dioksidi i squfurit dhe acidi sulfuror

SO 2- dioksid squfuri me erë të fortë mbytëse. helmuese. Shkrihet në ujë për të formuar acid sulfurik:

Ky acid forcë mesatare, por është shumë e paqëndrueshme, ekziston vetëm në zgjidhje. Prandaj, kur veproni në kripërat e tij - squfur atë s- Acidet e tjera mund të prodhojnë dioksid squfuri:

Kur tretësira që rezulton zihet, ky acid dekompozohet plotësisht.

Detyra 15.5. Përcaktoni shkallën e oksidimit të squfurit në dioksid squfuri, acid squfuri, sulfit natriumi.

Që nga gjendja e oksidimit +4 sepse squfuri është i ndërmjetëm, të gjitha përbërjet e listuara mund të jenë agjentë oksidues dhe reduktues:

Për shembull:

Detyra 15.6. Rregulloni koeficientët në këto skema duke përdorur metodën bilanc elektronik. Tregoni se cilat veti shfaq një atom squfuri me gjendje oksidimi +4 në secilin prej reaksioneve.

Vetitë reduktuese të dioksidit të squfurit përdoren në praktikë. Pra, kur restaurohen, disa humbasin ngjyrën komponimet organike Prandaj, oksidi i squfurit IV dhe sulfitet përdoren në zbardhje. Sulfiti i natriumit, i tretur në ujë, ngadalëson korrozionin e tubave, pasi thith lehtësisht oksigjenin nga uji, dhe është oksigjeni që është "fajtori" i korrozionit:

Duke u oksiduar në prani të një katalizatori, dioksidi i squfurit shndërrohet në anhidridi sulfurik SO 3:

Anhidridi sulfurik dhe acidi sulfurik

Anhidridi squfurik SO 3- lëng pa ngjyrë që reagon dhunshëm me ujin:

Acidi sulfurik H2SO4- një acid i fortë që të përqendruara forma thith në mënyrë aktive lagështinë nga ajri (kjo veti përdoret kur thahen gazra të ndryshëm) dhe nga disa substanca komplekse:

Squfuri– element i periudhës së 3-të dhe grupi VIA Tabela periodike, numri serial 16, i referohet kalkogjenet. Formula elektronike atom [ 10 Ne]3s 2 3p 4, gjendjet karakteristike të oksidimit janë 0, -II, +IV dhe +VI, gjendja S VI konsiderohet e qëndrueshme.

Shkalla e oksidimit të squfurit thotë:

Elektronegativiteti i squfurit është 2.60 dhe karakterizohet nga vetitë jometalike. Në përbërjet e hidrogjenit dhe oksigjenit gjendet në anione të ndryshme dhe formon acide që përmbajnë oksigjen dhe kripërat e tyre, komponime binare.

Në natyrë - e pesëmbëdhjetë Nga bollëk kimik element (i shtati ndër jometalet). Gjendet në të lirë (amtare) dhe formë e lidhur. Jetësore element i rëndësishëm për organizmat më të lartë.

Squfuri S. Substanca e thjeshtë. E verdhë kristalore (α-rombike dhe β-monoklinike,

në 95,5 °C) ose amorfe (plastike). Në nyjet e rrjetës kristalore ka molekula S 8 (cikle jo planare të tipit "kurorë"), squfuri amorf përbëhet nga zinxhirë S n. Një substancë me shkrirje të ulët, viskoziteti i lëngut kalon në maksimum në 200 °C (zbërthimi i molekulave S 8, ndërthurja e zinxhirëve S n). Çifti përmban molekula S 8, S 6, S 4, S 2. Në 1500 °C, shfaqet squfuri monoatomik (në ekuacionet kimike për thjeshtësi, çdo squfur përshkruhet si S).

Squfuri është i pazgjidhshëm në ujë dhe në kushte normale nuk reagon me të, ai është shumë i tretshëm në disulfidin e karbonit CS 2.

Squfuri, veçanërisht squfuri pluhur, është shumë aktiv kur nxehet. Reagon si agjent oksidues me metale dhe jometale:

dhe si agjent reduktues– me fluor, oksigjen dhe acide (të vluar):

Squfuri pëson dismutacion në tretësirat alkaline:

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

Në temperaturë të lartë(400 °C) squfuri zëvendëson jodin nga jodidi i hidrogjenit:

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

por në tretësirë ​​reaksioni hyn ana e kundërt:

I 2 + H 2 S (p) = 2 HI + S↓

Fatura: V industrisë shkrirë nga depozitat natyrore të squfurit vendas (duke përdorur avujt e ujit), të çliruar gjatë desulfurizimit të produkteve të gazifikimit të qymyrit.

Squfuri përdoret për sintezën e disulfidit të karbonit, acidit sulfurik, ngjyrave të squfurit (vat), në vullkanizimin e gomës, si mjet për mbrojtjen e bimëve nga myku pluhur dhe për trajtimin e sëmundjeve të lëkurës.

Sulfidi i hidrogjenit H2S. Acid pa oksigjen. Gaz pa ngjyrë me një erë mbytëse, më të rëndë se ajri. Molekula ka strukturën e një tetraedri dyfish të paplotë [::S(H) 2]

(sp 3 -hibridizimi, këndi i valencës H – S–H është larg nga tetraedralja). E paqëndrueshme kur nxehet mbi 400 °C. Pak i tretshëm në ujë (2,6 l/1 l H 2 O në 20 °C), tretësirë ​​decimolare e ngopur (0,1 M, "ujë sulfid hidrogjeni"). Një acid shumë i dobët në tretësirë, praktikisht nuk shpërndahet në fazën e dytë në jonet S 2‑ (përqendrimi maksimal i S 2‑ është 1 10 ‑ 13 mol/l). Kur ekspozohet ndaj ajrit, tretësira bëhet e turbullt (frenuesi është saharoza). Neutralizohet nga alkalet, por jo plotësisht nga hidrati i amoniakut. Agjent i fortë reduktues. Hyn në reaksionet e shkëmbimit të joneve. Një agjent sulfidues precipiton sulfide me ngjyra të ndryshme me tretshmëri shumë të ulët nga tretësira.

Reagimet cilësore– precipitimi i sulfideve, si dhe djegia jo e plotë e H 2 S me formimin e një depozite të verdhë squfuri në një objekt të ftohtë (spatula porcelani) të futur në flakë. Një nënprodukt i përpunimit të naftës, gazit natyror dhe gazit të furrës së koksit.

Përdoret në prodhimin e squfurit, përbërjeve inorganike dhe organike që përmbajnë squfur si reagent analitik. Jashtëzakonisht helmuese. Ekuacionet e reaksioneve më të rëndësishme:

Fatura: V industrisë- sinteza e drejtpërdrejtë:

H 2 + S = H2S(150–200 °C)

ose duke ngrohur squfurin me parafinë;

V laboratorët– zhvendosja nga sulfidet acide të forta

FeS + 2НCl (konc.) = FeCl 2 + H2S

ose hidrolizë e plotë e komponimeve binare:

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

Sulfidi i natriumit Na 2 S. Kripë pa oksigjen. E bardhë, shumë higroskopike. Shkrihet pa dekompozim, termikisht i qëndrueshëm. Është shumë i tretshëm në ujë, hidrolizohet në anion dhe krijon një mjedis shumë alkalik në tretësirë. Kur ekspozohet ndaj ajrit, tretësira bëhet e turbullt (squfur koloidal) dhe kthehet në të verdhë (ngjyrë polisulfidi). Reduktues tipik. Shton squfur. Hyn në reaksionet e shkëmbimit të joneve.

Reagimet cilësore në jonin S 2- – precipitimi i sulfideve metalike me ngjyra të ndryshme, nga të cilat MnS, FeS, ZnS zbërthehen në HCl (të holluara).

Përdoret në prodhimin e ngjyrave të squfurit dhe celulozës, për heqjen e qimeve nga lëkura gjatë rrezitjes së lëkurës, si reagent në kiminë analitike.

Ekuacionet e reaksioneve më të rëndësishme:

Na 2 S + 2НCl (i holluar) = 2NaCl + H2S

Na 2 S + 3H 2 SO 4 (konc.) = SO 2 + S↓ + 2H 2 O + 2NaHSO 4 (deri në 50 °C)

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

Na 2 S + H 2 S (i ngopur) = 2NaHS

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

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

S 2‑ + M 2+ = MnS (tel.)↓; FeS (e zezë)↓; ZnS (e bardhë)↓

S 2‑ + 2Ag + = Ag 2 S (e zezë)↓

S 2‑ + M 2+ = СdS (e verdhë)↓; PbS, CuS, HgS (e zezë)↓

3S 2‑ + 2Bi 3+ = Bi 2 S 3 (kor. – e zezë)↓

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

Fatura V industrisë– kalcinimi i mineralit mirabilite Na 2 SO 4 10H 2 O në prani të agjentëve reduktues:

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

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

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

Sulfid alumini Al 2 S 3. Kripë pa oksigjen. E bardhë, lidhja Al-S është kryesisht kovalente. Shkrihet pa dekompozim nën presion të tepërt N 2, sublimohet lehtë. Oksidohet në ajër kur nxehet. Hidrolizohet plotësisht nga uji dhe nuk precipitohet nga tretësira. Zbërthehet me acide të forta. Përdoret si burim i ngurtë i sulfurit të pastër të hidrogjenit. Ekuacionet e reaksioneve më të rëndësishme:

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

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

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

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

Fatura: ndërveprimi i aluminit me squfurin e shkrirë në mungesë të oksigjenit dhe lagështisë:

2Al + 3S = AL 2 S 3(150–200 °C)

Sulfidi i hekurit (II) FeS. Kripë pa oksigjen. E zezë-gri me një nuancë të gjelbër, zjarrduruese, dekompozohet kur nxehet në vakum. Kur laget, është i ndjeshëm ndaj oksigjenit të ajrit. I pazgjidhshëm në ujë. Nuk precipiton kur tretësirat e kripërave të hekurit (II) janë të ngopura me sulfur hidrogjeni. Zbërthehet me acide. Përdoret si lëndë e parë në prodhimin e gizës, një burim solid i sulfurit të hidrogjenit.

Përbërja e hekurit (III) Fe 2 S 3 nuk njihet (nuk është marrë).

Ekuacionet e reaksioneve më të rëndësishme:

Fatura:

Fe + S = FeS(600 °C)

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

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

Disulfidi i hekurit FeS 2. Lidhja binare. Ka strukturë jonike Fe 2+ (–S – S–) 2‑ . E verdhë e errët, termikisht e qëndrueshme, dekompozohet kur nxehet. I patretshëm në ujë, nuk reagon me acide dhe alkale të holluara. Zbërthehet nga acidet oksiduese dhe nxirret në ajër. Përdoret si lëndë e parë në prodhimin e gizës, squfurit dhe acidit sulfurik, katalizator në sinteza organike. Mineralet xeherore që gjenden në natyrë pirit Dhe Markaziti.

Ekuacionet e reaksioneve më të rëndësishme:

FeS 2 = FeS + S (mbi 1170 °C, vakum)

2FeS 2 + 14H 2 SO 4 (konk., horizontale) = 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 (ajër) = 8SO 2 + 2Fe 2 O 3 (800 °C, pjekje)

Hidrosulfidi i amonit NH 4 HS. Një kripë acidike pa oksigjen. E bardhë, shkrihet nën presion të tepërt. Shumë i paqëndrueshëm, termikisht i paqëndrueshëm. Ai oksidohet në ajër. Është shumë i tretshëm në ujë, hidrolizohet në kation dhe anion (mbizotëron), krijon një mjedis alkalik. Zgjidhja bëhet e verdhë në ajër. Zbërthehet me acide tretësirë ​​e ngopur shton squfur. Nuk neutralizohet nga alkalet, kripa mesatare (NH 4) 2 S nuk ekziston në tretësirë ​​(kushtet për marrjen kripë mesatare shih nën "H 2 S"). Përdoret si një komponent i zhvilluesve fotografikë, si një reagent analitik (precipitues sulfide).

Ekuacionet e reaksioneve më të rëndësishme:

NH 4 HS = NH 3 + H 2 S (mbi 20 °C)

NH 4 HS + HCl (i holluar) = 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 (H 2 S i ngopur) + 2CuSO 4 = (NH 4) 2 SO 4 + H 2 SO 4 + 2CuS↓

Fatura: ngopja e një tretësire të koncentruar të NH 3 me sulfur hidrogjeni:

NH 3 H 2 O (konc.) + H 2 S (g) = NH 4 HS+ H 2 O

Në kiminë analitike, një tretësirë ​​që përmban sasi të barabarta NH 4 HS dhe NH 3 H 2 O konsiderohen në mënyrë konvencionale një zgjidhje e (NH 4) 2 S dhe formula e kripës mesatare përdoret për të shkruar ekuacionet e reaksionit, megjithëse sulfuri i amonit hidrolizohet plotësisht në ujë në NH 4 HS dhe NH 3 H 2 O.

Dioksidi i squfurit. Sulfitet

Dioksidi i squfurit SO2. Oksid acid. Gaz pa ngjyrë me erë të fortë. Molekula ka strukturën e një trekëndëshi jo të plotë [: S(O) 2 ] (sp 2 - hibridizimi), përmban lidhje σ, π S=O. Lëngohet lehtësisht, termikisht i qëndrueshëm. Shumë i tretshëm në ujë (~40 l/1 l H 2 O në 20 °C). Formon një polihidrat me vetitë e një acidi të dobët produktet e disociimit janë jonet HSO 3 - dhe SO 3 2 -. Joni HSO 3 ka dy forma tautomere - simetrike(jo acid) me strukturë tetraedrale (hibridizimi sp 3), i cili mbizotëron në përzierje, dhe asimetrike(acid) me strukturën e një tetraedri jo të plotë [: S(O) 2 (OH)] (sp 3 -hibridizimi). Joni SO 3 2 është gjithashtu tetraedral [: S(O) 3].

Reagon me alkalet, hidrat amoniaku. Një agjent tipik reduktues, agjent oksidues i dobët.

Reagimi cilësor– çngjyrosje e “ujit me jod” të verdhë-kafe. Produkt i ndërmjetëm në prodhimin e sulfiteve dhe acidit sulfurik.

Përdoret për zbardhjen e leshit, mëndafshit dhe kashtës, konservimin dhe ruajtjen e frutave, si dezinfektues, antioksidant dhe ftohës. helmuese.

Përbërja e përbërjes H 2 SO 3 (acidi sulfurik) është i panjohur (nuk ekziston).

Ekuacionet e reaksioneve më të rëndësishme:

Tretja në ujë dhe vetitë e acidit:

Fatura: në industri - djegia e squfurit në ajër të pasuruar me oksigjen, dhe, në në një masë më të vogël, pjekja e xeheve të sulfurit (gazit të lidhur me SO 2 gjatë pjekjes së piritit):

S + O 2 = SO 2(280–360 °C)

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

në laborator - zhvendosja e sulfiteve me acid sulfurik:

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

Sulfit natriumi Na 2 SO 3. Oksosoli. E bardha. Kur nxehet në ajër, dekompozohet pa u shkrirë dhe shkrihet nën presionin e tepërt të argonit. Kur laget dhe në tretësirë, është i ndjeshëm ndaj oksigjenit atmosferik. Është shumë i tretshëm në ujë dhe hidrolizohet në anion. Zbërthehet me acide. Reduktues tipik.

Reagimi cilësor mbi jonin SO 3 2 - formimi i një precipitati të bardhë të sulfitit të bariumit, i cili transferohet në tretësirë ​​me acide të forta (HCl, HNO 3).

Përdoret si një reagent në kiminë analitike, një përbërës i solucioneve fotografike dhe një neutralizues klori për zbardhjen e pëlhurave.

Ekuacionet e reaksioneve më të rëndësishme:

Fatura:

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

Acidi sulfurik. Sulfatet

Acidi sulfurik H 2 SO 4. Oksoacidi. Lëng pa ngjyrë, shumë viskoz (i yndyrshëm), shumë higroskopik. Molekula ka një strukturë tetraedrale të shtrembëruar (sp 3 -hibridizimi), përmban lidhje kovalente σ S – OH dhe lidhje sp S=O. Joni SO 4 2 ka një strukturë të rregullt tetraedrale. Ka një gamë të gjerë temperaturash të gjendjes së lëngshme (~300 gradë). Dekompozohet pjesërisht kur nxehet mbi 296 °C. I distiluar si azeotrop me ujë ( fraksioni masiv acid 98,3%, pika e vlimit 296–340 °C), me ngrohje më të fortë dekompozohet plotësisht. Përzihet pafundësisht me ujë (me të fortë ekzo- efekt). Acid i fortë në tretësirë, i neutralizuar nga alkalet dhe hidratet e amoniakut. Shndërron metalet në sulfate (me një tepricë të acidit të koncentruar në kushte normale, formohen hidrosulfate të tretshme), por metalet Be, Bi, Co, Fe, Mg dhe Nb pasivohen në acid të koncentruar dhe nuk reagojnë me të. Reagon me oksidet bazë dhe hidroksidet, zbërthen kripërat e acideve të dobëta. Një agjent oksidues i dobët në një tretësirë ​​të holluar (për shkak të H I), një agjent oksidues i fortë në një tretësirë ​​të koncentruar (për shkak të S VI). Ai shpërndan SO 3 mirë dhe reagon me të (formohet një lëng i rëndë me vaj - oleum, përmban H 2 S 2 O 7).

Reagimi cilësor mbi jonin SO 4 2 - precipitimi i sulfatit të bariumit të bardhë BaSO 4 (precipitati nuk transferohet në tretësirë ​​nga acidet klorhidrike dhe nitrik, ndryshe nga precipitati i bardhë BaSO 3).

Përdoret në prodhimin e sulfateve dhe komponimeve të tjera të squfurit, plehrave minerale, eksplozivëve, ngjyra dhe barna, në sintezën organike, për “hapjen” (fazën e parë të përpunimit) të xeheve dhe mineraleve të rëndësishme industriale, në pastrimin e produkteve të naftës, në elektrolizën e ujit, si elektrolit për bateritë e plumbit. Helmues, shkakton djegie të lëkurës. Ekuacionet e reaksioneve më të rëndësishme:

Fatura V industrisë:

a) sinteza e SO 2 nga mineralet e squfurit, sulfideve, sulfurit të hidrogjenit dhe mineraleve sulfate:

S + O 2 (ajër) = SO 2(280–360 °C)

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

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

CaSO 4 + C (koks) = CaO + SO 2+ CO (1300–1500 °C)

b) shndërrimi i SO 2 në SO 3 në një aparat kontakti:

c) sinteza e acidit sulfurik të koncentruar dhe anhidrik:

H 2 O (dil. H 2 SO 4) + SO 3 = H2SO4(konc., anhydrous)

(Absorbimi i SO 3 ujë të pastër me prodhimin e H 2 SO 4 nuk kryhet për shkak të ngrohjes së fortë të përzierjes dhe zbërthimit të kundërt të H 2 SO 4, shih më lart);

d) sinteza oleum– një përzierje e H 2 SO 4 anhidër, acidit disulfurik H 2 S 2 O 7 dhe SO 3 të tepërt. SO 3 i tretur garanton anhidritetin e oleumit (kur uji hyn, formohet menjëherë H 2 SO 4), i cili lejon që ai të transportohet në mënyrë të sigurt në rezervuarë çeliku.

Sulfati i natriumit Na 2 SO 4. Oksosoli. E bardhë, higroskopike. Shkrihet dhe vlon pa dekompozim. Formon hidrat kristalor (mineral mirabilite), humbja e lehtë e ujit; emër teknik kripa e Glauberit.Është shumë i tretshëm në ujë dhe nuk hidrolizohet. Reagon me H2SO4 (konc.), SO3. Ai reduktohet nga hidrogjeni dhe koksi kur nxehet. Hyn në reaksionet e shkëmbimit të joneve.

Përdoret në prodhimin e bojrave të qelqit, celulozës dhe mineraleve, si bar. Përmbajtur në shëllirën e liqeneve të kripura, veçanërisht në Gjirin Kara-Bogaz-Gol të Detit Kaspik.

Ekuacionet e reaksioneve më të rëndësishme:

Hidrogjen sulfat kaliumi KHSO 4. Kripë acid okso. E bardhë, higroskopike, por nuk formon hidrate kristalore. Kur nxehet, ajo shkrihet dhe dekompozohet. Është shumë i tretshëm në ujë, anioni i nënshtrohet shpërbërjes në tretësirë; Neutralizohet nga alkalet.

Përdoret si përbërës i flukseve në metalurgji, pjesë përbërëse e plehrave minerale.

Ekuacionet e reaksioneve më të rëndësishme:

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

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

KHSO 4 (i holluar) + KOH (konc.) = K 2 SO 4 + H 2 O KHSO 4 + KCl = K 2 SO 4 + HCl (450–700 °C)

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

Fatura: trajtimi i sulfatit të kaliumit me acid sulfurik të koncentruar (më shumë se 6O%) në të ftohtë:

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

Sulfati i kalciumit CaSO 4. Oksosoli. E bardhë, shumë higroskopike, refraktare, dekompozohet kur nxehet. CaSO 4 natyral shfaqet si një mineral shumë i zakonshëm gipsi CaSO 4 2H 2 O. Në 130 °C, gipsi humbet një pjesë të ujit dhe kthehet në gips i djegur (suva). 2CaSO 4 H 2 O (emri teknik alabaster). Gipsi i dehidratuar plotësisht (200 °C) korrespondon me mineralin anhidrit CaSO4. Pak i tretshëm në ujë (0,206 g/100 g H 2 O në 20 °C), tretshmëria zvogëlohet kur nxehet. Reagon me H 2 SO 4 (konc.). Restaurohet nga koksi gjatë shkrirjes. Përcakton pjesën më të madhe të ngurtësisë "të përhershme". ujë të freskët(shih 9.2 për detaje).

Ekuacionet e reaksioneve më të rëndësishme: 100–128 °C

Përdoret si lëndë e parë në prodhimin e SO 2, H 2 SO 4 dhe (NH 4) 2 SO 4, si fluks në metalurgji dhe si mbushës letre. Një llaç lidhës i bërë nga gipsi i djegur "ngurtësohet" më shpejt se një përzierje e bazuar në Ca(OH) 2 . Forcimi sigurohet nga lidhja e ujit, formimi i gipsit në formën e një mase guri. Gipsi i djegur përdoret për të bërë suva, forma dhe produkte arkitekturore dhe dekorative, pllaka ndarëse dhe panele, dhe dysheme guri.

Sulfat alumini-kalium KAl(SO 4) 2. Kripë okso e dyfishtë. E bardhë, higroskopike. Dekompozohet kur nxehet fort. Formon hidrat kristalor - shap kaliumi. Mesatarisht i tretshëm në ujë, hidrolizohet me kation alumini. Reagon me alkalet, hidrat amoniaku.

Përdoret si një zbutës për ngjyrosjen e pëlhurave, një agjent për rrezitje lëkure, një mpiksje për pastrimin e ujit të freskët, një përbërës i përbërjeve për madhësinë e letrës dhe një agjent hemostatik i jashtëm në mjekësi dhe kozmetologji. Formohet nga kristalizimi i përbashkët i sulfateve të aluminit dhe kaliumit.

Ekuacionet e reaksioneve më të rëndësishme:

Sulfati i kromit (III) - kaliumi KCr(SO 4) 2. Kripë okso e dyfishtë. E kuqe (vjollcë e errët e hidratuar, emër teknik alum krom-kalium). Kur nxehet, dekompozohet pa shkrirë. Është shumë i tretshëm në ujë (ngjyra gri-blu e tretësirës korrespondon me kompleksin aqua 3+), hidrolizohet në kationin e kromit (III). Reagon me alkalet, hidrat amoniaku. Agjent i dobët oksidues dhe reduktues. Hyn në reaksionet e shkëmbimit të joneve.

Reagimet cilësore në jonin Cr 3+ – reduktimi në Cr 2+ ose oksidimi në të verdhë CrO 4 2‑.

Përdoret si një agjent për rrezitje lëkure, një agjent për ngjyrosjen e pëlhurave dhe një reagent në fotografi. Formohet nga kristalizimi i përbashkët i sulfateve të kromit (III) dhe kaliumit. Ekuacionet e reaksioneve më të rëndësishme:

Sulfati i manganit (II) MnSO 4 . Oksosoli. E bardhë, shkrihet dhe dekompozohet kur nxehet. Hidrat kristalor MnSO 4 5H 2 O – kuqe-rozë, emër teknik sulfat mangani.Është shumë i tretshëm në ujë, ngjyra rozë e lehtë (pothuajse e pangjyrë) e tretësirës korrespondon me aquacomplex 2+; hidrolizohet në kation. Reagon me alkalet, hidrat amoniaku. Agjent reduktues i dobët, reagon me agjentë oksidues tipikë (të fortë).

Reagimet cilësore në jonin Mn 2+ – komutim me jonin MnO 4 dhe zhdukja e ngjyrës vjollce të këtij të fundit, oksidimi i Mn 2+ në MnO 4 dhe shfaqja e ngjyrës vjollce.

Përdoret për prodhimin e Mn, MnO 2 dhe përbërjeve të tjera të manganit, si mikrofertilizues dhe reagent analitik.

Ekuacionet e reaksioneve më të rëndësishme:

Fatura:

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

Sulfati i hekurit (II) FeSO 4 . Oksosoli. E bardhë (hidrat i gjelbër i lehtë, emër teknik sulfat hekuri), higroskopik. Zbërthehet kur nxehet. Është shumë i tretshëm në ujë dhe hidrolizohet pak nga kationi. Ai oksidohet shpejt në tretësirë ​​nga oksigjeni atmosferik (tretësira zverdhet dhe bëhet e turbullt). Reagon me acidet oksiduese, alkalet dhe hidratin e amoniakut. Reduktues tipik.

Përdoret si një përbërës i bojrave minerale, elektroliteve në elektrik, ruajtës druri, fungicid dhe ilaç kundër anemisë. Në laborator shpesh merret në formën e një kripe të dyfishtë Fe(NH 4) 2 (SO 4) 2 6H 2 O ( kripa e Mohr-it), më rezistent ndaj ajrit.

Ekuacionet e reaksioneve më të rëndësishme:

Fatura:

Fe + H 2 SO 4 (i holluar) = FeSO4+H2

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

7.4. Grupi VA jometal

Azoti. Amoniaku

Azoti– elementi i periudhës së dytë dhe grupi VA i sistemit periodik, numri serik 7. Formula elektronike e atomit [ 2 He]2s 2 2p 3, gjendjet karakteristike të oksidimit 0, ‑III, +III dhe +V, më rrallë +II , +IV etj.; gjendja N v konsiderohet relativisht e qëndrueshme.

Shkalla e oksidimit të azotit thotë:

Azoti ka elektronegativitet të lartë (3.07), i treti pas F dhe O. Ai shfaq veti tipike jometalike (acidike). Formon acide të ndryshme që përmbajnë oksigjen, kripëra dhe përbërje binare, si dhe kationin e amonit NH 4 + dhe kripërat e tij.

Në natyrë - e shtatëmbëdhjetë sipas elementit të bollëkut kimik (i nënti ndër jometalet). Një element jetik për të gjithë organizmat.

Azoti N 2. Substanca e thjeshtë. Ai përbëhet nga molekula jo polare me një lidhje spπ shumë të qëndrueshme N ≡ N, kjo shpjegon inertitetin kimik të azotit në kushte normale. Një gaz pa ngjyrë, pa shije dhe erë që kondensohet në një lëng pa ngjyrë (ndryshe nga O2).

Përbërësi kryesor i ajrit: 78.09% në vëllim, 75.52% në masë. Azoti vlon larg nga ajri i lëngshëm përpara oksigjenit O2. Pak i tretshëm në ujë (15,4 ml/1 l H 2 O në 20 ° C), tretshmëria e azotit është më e vogël se ajo e oksigjenit.

Në temperaturën e dhomës, N2 reagon vetëm me litium (në një atmosferë të lagësht), duke formuar nitridet e litiumit Li3N, sintetizohen me ngrohje të fortë:

N 2 + 3Mg = Mg 3 N 2 (800 °C)

Në një shkarkesë elektrike, N 2 reagon me fluorin dhe, në një masë shumë të vogël, me oksigjenin:

Reagimi i kthyeshëm Prodhimi i amoniakut ndodh në 500 °C, nën presion deri në 350 atm dhe gjithmonë në prani të një katalizatori (Fe/F2O3/FeO, në laborator Pt):

Sipas parimit të Le Chatelier, një rritje në rendimentin e amoniakut duhet të ndodhë me rritjen e presionit dhe uljen e temperaturës. Megjithatë, shpejtësia e reagimit në temperaturat e ulëtaështë shumë i vogël, kështu që procesi kryhet në 450–500 °C, duke arritur rendimentin e amoniakut 15%. N 2 dhe H 2 të pa reaguar kthehen në reaktor dhe në këtë mënyrë rrisin shkallën e reaksionit.

Azoti është kimikisht pasiv në lidhje me acidet dhe alkalet dhe nuk mbështet djegien.

Fatura V industrisë– distilimi i pjesshëm i ajrit të lëngshëm ose heqja e oksigjenit nga ajri me mjete kimike, për shembull, me reagimin 2C (koks) + O 2 = 2CO kur nxehet. Në këto raste përftohet azoti, i cili përmban edhe papastërti të gazeve fisnike (kryesisht argonin).

NË laboratorët sasi të vogla Azoti kimikisht i pastër mund të merret nga reaksioni i komutimit me ngrohje të moderuar:

N ‑III H 4 N III O 2(t) = N 2 0 + 2H 2 O (60–70 °C)

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

Përdoret për sintezën e amoniakut, acid nitrik dhe produkte të tjera që përmbajnë azot, si një mjet inert për proceset kimike dhe metalurgjike dhe ruajtjen e substancave të ndezshme.

Amoniaku NH3. Përbërja binar, gjendja e oksidimit të azotit është – III. Gaz pa ngjyrë me një erë të mprehtë karakteristike. Molekula ka strukturën e një tetraedri jo të plotë [: N(H) 3)] (sp 3 -hibridizimi). Prania e një çifti dhurues elektronesh në sp 3 ‑ për azot në molekulën NH 3 orbitale hibride shkakton një reaksion karakteristik të shtimit të një kationi hidrogjen, duke rezultuar në formimin e një kationi amonit NH4+. Lëngohet nën presion të tepërt në temperaturën e dhomës. NË gjendje e lëngët të lidhura nëpërmjet lidhjeve hidrogjenore. Termikisht i paqëndrueshëm. Shumë i tretshëm në ujë (më shumë se 700 l/1 l H 2 O në 20 °C); proporcioni në tretësirën e ngopur është = 34% në masë dhe = 99% në vëllim, pH = 11,8.

Shumë reaktiv, i prirur ndaj reaksioneve të shtimit. Cr reagon në oksigjen dhe reagon me acide. Shfaq veti reduktuese (për shkak të N‑III) dhe oksiduese (për shkak të H I). Thahet vetëm me oksid kalciumi.

Reagimet cilësore– formimi i “tymit” të bardhë në kontakt me HCl të gaztë, nxirje e një copë letre të lagur me tretësirë ​​Hg 2 (NO 3) 2.

Një produkt i ndërmjetëm në sintezën e HNO 3 dhe kripërave të amonit. Përdoret në prodhimin e sodës, plehrave azotike, ngjyrave, eksplozivëve; amoniaku i lëngshëm është një ftohës. helmuese.

Ekuacionet e reaksioneve më të rëndësishme:

Fatura: V laboratorët– zhvendosja e amoniakut nga kripërat e amonit kur nxehet me gëlqere sode (NaOH + CaO):

ose zierja e një tretësire ujore të amoniakut dhe më pas tharja e gazit.

NË industrisë amoniaku sintetizohet nga azoti (shih) me hidrogjen. Prodhuar nga industria ose në formë të lëngshme ose në formën e një tretësire ujore të koncentruar nën emrin teknik uji i amoniakut.

Hidrati i amoniakut NH 3 H 2 O. Lidhja ndërmolekulare. E bardhë, në rrjetë kristali– Molekulat NH 3 dhe H 2 O të lidhura dobët lidhje hidrogjenore H 3 N…HON. I pranishëm në tretësirën ujore të amoniakut, themeli i dobët(produktet e disociimit - NH 4 - kation dhe OH - anion). Kationi i amonit ka një strukturë të rregullt tetraedrale (hibridizimi sp 3). Termikisht i paqëndrueshëm, dekompozohet plotësisht kur tretësira zihet. Neutralizohet nga acidet e forta. Shfaqje vetitë restauruese(për shkak të N III) në një tretësirë ​​të koncentruar. Hyn në reaksionet e shkëmbimit të joneve dhe kompleksimit.

Reagimi cilësor– formimi i “tymit” të bardhë në kontakt me HCl të gaztë.

Përdoret për të krijuar një mjedis pak alkalik në tretësirë ​​gjatë precipitimit të hidroksideve amfoterike.

Një tretësirë ​​e amoniakut 1M përmban kryesisht hidrat NH 3 H 2 O dhe vetëm 0.4 % jone NH 4 + dhe OH - (për shkak të disociimit të hidratit); Kështu, "hidroksid amoniumi NH 4 OH" jonik praktikisht nuk përmbahet në tretësirë ​​dhe nuk ka asnjë përbërje të tillë në hidratin e ngurtë. Ekuacionet e reaksioneve më të rëndësishme:

NH 3 H 2 O (konc.) = NH 3 + H 2 O (që zien me NaOH)

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

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

4(NH 3 H 2 O) (konc.) + Ag2O= 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

Shpesh quhet një zgjidhje e holluar e amoniakut (3-10%) amoniaku(emri u shpik nga alkimistët), dhe zgjidhja e përqendruar (18,5–25%) - uji i amoniakut(prodhuar nga industria).

Informacione të lidhura.

Rrëshqitja 2

Squfuri

Squfuri është një kalkogjen, një jometal mjaft reaktiv. Janë tre modifikimet alotropike squfur: monoklinike plastike rombike S8

Rrëshqitja 3

Karakteristikat e squfurit

Seravi PSHE: pozicioni (periudha, grupi) vetitë e strukturës atomike të elementit sipas periudhës / në p/g kryesor oksid më i lartë hidroksid më i lartë LVS

Rrëshqitje 4

Fatura

Gjatë kullimit të tretësirave të sulfurit të hidrogjenit dhe acideve sulfurore: H2SO3 + 2H2S = 3S + 3H2O Kur sulfuri i hidrogjenit digjet jo plotësisht (me mungesë ajri): 2H2S + O2 = 2S + 2H2O.

Rrëshqitja 5

Vetitë kimike

Nuk laget dhe nuk reagon me ujin. Agjenti oksidues reagon me: metalet (përveç arit) Hg + S = HgS (neutralizimi i merkurit të derdhur) hidrogjeni dhe jometalet, s.o. më pak (karbon, fosfor, etj.)

Rrëshqitja 6

Si reagon një agjent reduktues me: oksigjen, klor, fluor

Rrëshqitja 7

S-2(me mua, C, P, H2): C + 2S = CS2 H2 + S = H2S S0 S S+2 S + Cl2 = SCl2 S+4 S + O2 = SO2H2SO3 S+6 S + 3F2 = SF6H2SO4 duke forcuar aftësinë oksiduese të joneve

Rrëshqitja 8

Sulfidi i hidrogjenit

H2S – sulfid hidrogjeni. Tretësira e tij në ujë quhet acid hidrosulfid. Acidi është dybazik i dobët, prandaj shkëputet hap pas hapi: I: H2S ↔ H+ + HS– II: HS– ↔ H+ + S–

Rrëshqitja 9

Tregon të gjitha vetitë e acideve. Reagon me: oksidet bazë: H2S + CaO = CaS + H2O baza: H2S + KOH ↔ KHS + H2O H2S + OH– ↔ HS– + H2O H2S + 2KOH ↔ K2S + H2O H2S + 2OH– ↔ S2– +

Rrëshqitja 10

kripërat: CuCO3 + H2S = CuS + H2CO3 metale: Ca + H2S = CaS + H2

Rrëshqitja 11

Vetitë e kripërave

Kripërat e acidit acid hidrosulfid - hidrosulfidet (KHS, NaHS) janë shumë të tretshëm në ujë. Sulfidet alkaline dhe alkaline janë gjithashtu të tretshme. metalet alkaline të tokës. Sulfidet e metaleve të tjera janë të patretshme në ujë, dhe sulfidet e bakrit, plumbit, argjendit, merkurit dhe metaleve të tjera të rënda janë të patretshme edhe në acide (përveç nitrik).

Rrëshqitja 12

Oksidimi i sulfurit të hidrogjenit

Sulfidi i hidrogjenit oksidohet lehtësisht nga oksigjeni (si me një tepricë të O2 dhe një mungesë?). Uji me brom Br2: H2S + Br2 = 2HBr + S↓ verdhë-portokalli pa ngjyrë

Rrëshqitja 13

Oksidi i squfurit (IV).

SO2 – gaz dioksid squfuri. Reagon me ujin për të formuar H2SO3. Tipike oksid acidi. Reagon me bazat (kripa (sulfit ose hidrosulfit) dhe uji formohet) dhe oksidet bazike (formohet vetëm kripë).

Rrëshqitja 14

Përftohet nga: djegia e squfurit, pjekja e piritit, veprimi i acideve mbi sulfitet, ndërveprimi i konc. acid sulfurik dhe met i rëndë

Rrëshqitja 15

Oksidi i squfurit (VI).

SO3 është një oksid acidik Ai reagon me ujin për të formuar H2SO4, me baza (kripë (sulfat ose hidrosulfat) dhe uji) dhe oksidet bazike. Përftohet nga oksidimi i dioksidit të squfurit. Shkrihet në acid sulfurik për të formuar oleum: H2SO4 + nSO3 = H2SO4 nSO3 oleum

Rrëshqitja 16

Acidi sulfurik

Acidi sulfurik H2SO4 është një lëng vajor i rëndë, pa erë dhe pa ngjyrë. Në një përqendrim > 70%, acidi sulfurik quhet i koncentruar, më pak se 70% - i holluar. Disociimi i acidit sulfurik shprehet me ekuacionin: H2SO4 ↔ 2H++ SO42–

Rrëshqitja 17

Acidi reagon me oksidet dhe hidroksidet amofoterike dhe bazike, kripërat: H2SO4 + BaCl2 = BaSO4↓ + HCl Reaksioni i fundit është cilësor për jonin SO42 (formohet një precipitat i bardhë i patretshëm).

Rrëshqitja 18

H2SO4 H2SO4 +1 +6 -2 H2SO4 +1 +6 -2 i holluar i koncentruar H+ ― agjent oksidues 2H+ + 2e– = H2 S+6 ― agjent oksidues S+6 +8e– +6e– +2e– S-2 (H2S ) S0 (S)S+4 (SO2)

Rrëshqitja 19

Të gjitha metalet në serinë e aktivitetit deri në hidrogjen reagojnë me acid sulfurik të holluar. Gjatë reaksionit formohet sulfati i metalit dhe lirohet hidrogjen: H2SO4 + Zn = ZnSO4 + H2 Metalet pas hidrogjenit nuk reagojnë me acidin e holluar: Cu + H2SO4 ≠

Rrëshqitja 20

Acidi sulfurik i koncentruar

Metalet në serinë e aktivitetit pas hidrogjenit bashkëveprojnë me acidin sulfurik të përqendruar sipas skemës së mëposhtme: H2SO4 (konc.) + Me = MeSO4 + SO2 + H2O D.m.th. formohet: sulfat metali oksid squfuri(IV) - dioksid squfuri SO2 ujë

Rrëshqitja 21

Acidi mesulfurik më aktiv kur kushte të caktuara mund të reduktohet në squfur të pastër ose sulfur hidrogjeni. Në konc. të ftohtë. Acidi sulfurik pasivizon hekurin dhe aluminin, kështu që ato transportohen në depozita hekuri: H2SO4 (konc.) + Fe ≠ (në të ftohtë)

Rrëshqitja 22

Përgatitja e acidit sulfurik

marrja e SO2 (zakonisht nga pjekja e piritit) oksidimi i SO2 në SO3 në prani të një katalizatori - oksidi i vanadiumit (V) tretja e SO3 në acidin sulfurik për të marrë oleum;

Rrëshqitja 23

Sulfatet

Kripërat e acidit sulfurik kanë të gjitha vetitë e kripërave. Marrëdhënia e tyre me ngrohjen është e veçantë: sulfatet aktive të metaleve (Na, K, Ba) nuk dekompozohen as në t > 1000˚C të tjerët (Cu, Al, Fe) edhe me ngrohje të lehtë dekompozohen në oksid squfuri (VI) dhe oksid metali.

Rrëshqitja 24

Pyetje

Në cilat reaksione squfuri luan rolin e një agjenti oksidues? agjent reduktues? çfarë gradash shfaq? Çfarë e shkakton ndryshimin në vetitë e acidit sulfurik të përqendruar dhe të holluar? shkruani ekuacionet për reaksionin e konk. dhe acidet hollohen me bakër dhe zink. Si të dallojmë tretësirat e jodidit të natriumit dhe sulfatit të natriumit? propozoni dy metoda dhe shkruani ekuacionet e reaksionit në formë molekulare dhe jonike.

Rrëshqitja 25

Kërkimet

Sa dioksid squfuri mund të merret nga 10 kg xehe që përmban 48% pirit? Çfarë vëllimi zë: a) 4 mol SO2? b) 128 g SO3? Kryeni reaksionet: O2 → S → SO2 → SO3 → H2SO4 → Na2SO4 → BaSO4

Shikoni të gjitha rrëshqitjet

Artikulli i mëparshëm: Sa është shpejtësia e dritës Artikulli vijues: Lëkundjet harmonike Formula e fizikës së frekuencës së lëkundjeve