Μέρος Ι

1. Υδρόθειο.
1) Η δομή του μορίου:

2) Φυσικές ιδιότητες:άχρωμο αέριο, με έντονη μυρωδιά σάπιων αυγών, βαρύτερο από τον αέρα.

3) Χημικές ιδιότητες (ολοκληρώστε τις εξισώσεις αντίδρασης και εξετάστε τις εξισώσεις υπό το φως του TED ή από την άποψη της οξειδοαναγωγής).

4) Το υδρόθειο στη φύση:με τη μορφή ενώσεων - σουλφίδια, σε ελεύθερη μορφή - σε ηφαιστειακά αέρια.

2. Οξείδιο του θείου (IV) - SO2
1) Μπαίνοντας στη βιομηχανία. Γράψτε τις εξισώσεις αντίδρασης και θεωρήστε τις ως προς την οξείδωση-αναγωγή.

2) Λήψη στο εργαστήριο. Γράψτε την εξίσωση αντίδρασης και θεωρήστε την υπό το φως του TED:

3) Φυσικές ιδιότητες:αέριο με πικάντικη, αποπνικτική οσμή.

4) Χημικές ιδιότητες.

3. Οξείδιο του θείου (VI) - SO3.
1) Λήψη με σύνθεση από οξείδιο του θείου (IV):

2) Φυσικές ιδιότητες:υγρό, βαρύτερο από το νερό, αναμεμειγμένο με θειικό οξύ - ελαιούχο.

3) Χημικές ιδιότητες.Εμφανίζει τυπικές ιδιότητες των όξινων οξειδίων:

Μέρος II

1. Περιγράψτε την αντίδραση για τη σύνθεση του οξειδίου του θείου (VI) σύμφωνα με όλα τα κριτήρια ταξινόμησης.

α) καταλυτική
β) αναστρέψιμη
γ) OVR
δ) συνδέσεις
ε) εξώθερμο
ε) καύση

2. Περιγράψτε την αντίδραση της αλληλεπίδρασης του οξειδίου του θείου (IV) με το νερό σύμφωνα με όλα τα κριτήρια ταξινόμησης.

α) αναστρέψιμη
β) συνδέσεις
γ) όχι OVR
δ) εξώθερμος
ε) μη καταλυτικό

3. Εξηγήστε γιατί το υδρόθειο παρουσιάζει ισχυρές αναγωγικές ιδιότητες.

4. Εξηγήστε γιατί το οξείδιο του θείου (IV) μπορεί να εμφανίσει τόσο οξειδωτικές όσο και αναγωγικές ιδιότητες:

Επιβεβαιώστε αυτή τη διατριβή με τις εξισώσεις των αντίστοιχων αντιδράσεων.

5. Το θείο ηφαιστειακής προέλευσης σχηματίζεται ως αποτέλεσμα της αλληλεπίδρασης διοξειδίου του θείου και υδρόθειου. Γράψτε τις εξισώσεις αντίδρασης και εξετάστε από την άποψη της οξείδωσης-αναγωγής.

6. Να γράψετε τις εξισώσεις για τις αντιδράσεις των μεταπτώσεων, αποκρυπτογραφώντας τους άγνωστους τύπους:

7. Γράψτε ένα cinquain με θέμα «Διοξείδιο του θείου».
1) Διοξείδιο του θείου
2) Αποπνικτικό και σκληρό
3) Οξείδιο οξέος, OVR
4) Χρησιμοποιείται για την παραγωγή SO3
5) Θειικό οξύ H2SO4

8. Χρησιμοποιώντας πρόσθετες πηγές πληροφοριών, συμπεριλαμβανομένου του Διαδικτύου, ετοιμάστε μια αναφορά για την τοξικότητα του υδρόθειου (προσοχή στη χαρακτηριστική μυρωδιά του!) Και τις πρώτες βοήθειες σε περίπτωση δηλητηρίασης με αυτό το αέριο. Καταγράψτε το σχέδιο μηνυμάτων σε ένα ειδικό σημειωματάριο.

υδρόθειο
Άχρωμο αέριο με οσμή σάπιου αυγού. Βρίσκεται στον αέρα από τη μυρωδιά, ακόμη και σε μικρές συγκεντρώσεις. Στη φύση, βρίσκεται στο νερό των μεταλλικών πηγών, των θαλασσών, των ηφαιστειακών αερίων. Σχηματίζεται κατά την αποσύνθεση των πρωτεϊνών απουσία οξυγόνου. Μπορεί να απελευθερωθεί στον αέρα σε μια σειρά από χημικές και κλωστοϋφαντουργικές βιομηχανίες, κατά την εξόρυξη και την επεξεργασία πετρελαίου, από λύματα.
Το υδρόθειο είναι ένα ισχυρό δηλητήριο που προκαλεί οξεία και χρόνια δηλητηρίαση. Έχει τοπική ερεθιστική και γενική τοξική δράση. Σε συγκέντρωση 1,2 mg / l, η δηλητηρίαση αναπτύσσεται με ταχύτητα αστραπής, ο θάνατος συμβαίνει λόγω οξείας αναστολής των διαδικασιών αναπνοής των ιστών. Μετά τον τερματισμό της έκθεσης, ακόμη και σε σοβαρές μορφές δηλητηρίασης, το θύμα μπορεί να επανέλθει στη ζωή.
Σε συγκέντρωση 0,02-0,2 mg / l, παρατηρούνται πονοκέφαλος, ζάλη, σφίξιμο στο στήθος, ναυτία, έμετος, διάρροια, απώλεια συνείδησης, σπασμοί, βλάβη της βλεννογόνου μεμβράνης των ματιών, επιπεφυκίτιδα, φωτοφοβία. Ο κίνδυνος δηλητηρίασης αυξάνεται λόγω απώλειας όσφρησης. Η καρδιακή αδυναμία και η αναπνευστική ανεπάρκεια, το κώμα σταδιακά αυξάνονται.
Πρώτες βοήθειες - απομάκρυνση του θύματος από τη μολυσμένη ατμόσφαιρα, εισπνοή οξυγόνου, τεχνητή αναπνοή. σημαίνει ότι διεγείρουν το αναπνευστικό κέντρο, θερμαίνοντας το σώμα. Συνιστώνται επίσης γλυκόζη, βιταμίνες, σκευάσματα σιδήρου.
Πρόληψη - επαρκής αερισμός, σφράγιση ορισμένων εργασιών παραγωγής. Όταν κατεβαίνουν οι εργαζόμενοι σε πηγάδια και δοχεία που περιέχουν υδρόθειο, πρέπει να χρησιμοποιούν μάσκες αερίων και σωσίβιες ζώνες σε σχοινιά. Η υπηρεσία διάσωσης αερίου είναι υποχρεωτική σε ορυχεία, σε χώρους εξόρυξης και σε διυλιστήρια πετρελαίου.

Στις διεργασίες οξειδοαναγωγής, το διοξείδιο του θείου μπορεί να είναι τόσο οξειδωτικός όσο και αναγωγικός παράγοντας επειδή το άτομο αυτής της ένωσης έχει μια ενδιάμεση κατάσταση οξείδωσης +4.

Πώς αντιδρά ο οξειδωτικός παράγοντας SO 2 με ισχυρότερους αναγωγικούς παράγοντες, για παράδειγμα με:

SO 2 + 2H 2 S \u003d 3S ↓ + 2H 2 O

Πώς αντιδρά ο αναγωγικός παράγοντας SO 2 με ισχυρότερα οξειδωτικά μέσα, για παράδειγμα με παρουσία καταλύτη, με κ.λπ.:

2SO 2 + O 2 \u003d 2SO 3

SO 2 + Cl 2 + 2H 2 O \u003d H 2 SO 3 + 2HCl

Παραλαβή

1) Το διοξείδιο του θείου σχηματίζεται κατά την καύση του θείου:

2) Στη βιομηχανία, λαμβάνεται με ψήσιμο πυρίτη:

3) Στο εργαστήριο, το διοξείδιο του θείου μπορεί να ληφθεί:

Cu + 2H 2 SO 4 \u003d CuSO 4 + SO 2 + 2H 2 O

Εφαρμογή

Το διοξείδιο του θείου χρησιμοποιείται ευρέως στην κλωστοϋφαντουργία για τη λεύκανση διαφόρων προϊόντων. Επιπλέον, χρησιμοποιείται στη γεωργία για την καταστροφή επιβλαβών μικροοργανισμών σε θερμοκήπια και κελάρια. Σε μεγάλες ποσότητες, το SO 2 χρησιμοποιείται για την παραγωγή θειικού οξέος.

Οξείδιο του θείου (VI) – ΕΤΣΙ 3 (θειικός ανυδρίτης)

Ο θειικός ανυδρίτης SO 3 είναι ένα άχρωμο υγρό, το οποίο σε θερμοκρασίες κάτω των 17 ° C μετατρέπεται σε λευκή κρυσταλλική μάζα. Απορροφά πολύ καλά την υγρασία (υγροσκοπικό).

Χημικές ιδιότητες

Οξεοβασικές ιδιότητες

Πώς αλληλεπιδρά ένας τυπικός ανυδρίτης θειικού οξειδίου οξέος:

SO 3 + CaO = CaSO 4

γ) με νερό:

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

Μια ιδιαίτερη ιδιότητα του SO 3 είναι η ικανότητά του να διαλύεται καλά στο θειικό οξύ. Ένα διάλυμα SO 3 σε θειικό οξύ ονομάζεται ελαϊκό.

Σχηματισμός ελαίου: H 2 SO 4 + n SO 3 \u003d H 2 SO 4 ∙ nΛΟΙΠΟΝ 3

ιδιότητες οξειδοαναγωγής

Το οξείδιο του θείου (VI) χαρακτηρίζεται από ισχυρές οξειδωτικές ιδιότητες (συνήθως ανάγεται σε SO 2):

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

Λήψη και χρήση

Ο θειικός ανυδρίτης σχηματίζεται κατά την οξείδωση του διοξειδίου του θείου:

2SO 2 + O 2 \u003d 2SO 3

Στην καθαρή του μορφή, ο θειικός ανυδρίτης δεν έχει πρακτική αξία. Λαμβάνεται ως ενδιάμεσο στην παραγωγή θειικού οξέος.

H2SO4

Η αναφορά του θειικού οξέος βρίσκεται για πρώτη φορά μεταξύ Άραβων και Ευρωπαίων αλχημιστών. Λήφθηκε με φρύξη θειικού σιδήρου (FeSO 4 ∙ 7H 2 O) στον αέρα: 2FeSO 4 \u003d Fe 2 O 3 + SO 3 + SO 2 ή ένα μείγμα με: 6KNO 3 + 5S \u003d 3K 2 SO 4 + 2SO + 3Ν2, και οι εκπεμπόμενοι ατμοί θειικού ανυδρίτη συμπυκνώθηκαν. Απορροφώντας την υγρασία, μετατράπηκαν σε ελαιόλαδο. Ανάλογα με τη μέθοδο παρασκευής, το H 2 SO 4 ονομαζόταν βιτριολέλαιο ή θειούχο έλαιο. Το 1595, ο αλχημιστής Andreas Libavius ​​καθιέρωσε την ταυτότητα και των δύο ουσιών.

Για μεγάλο χρονικό διάστημα, το λάδι βιτριόλης δεν χρησιμοποιήθηκε ευρέως. Το ενδιαφέρον γι' αυτό αυξήθηκε πολύ μετά τον 18ο αιώνα. Ανακαλύφθηκε η καρμίνη Indigo, μια σταθερή μπλε χρωστική. Το πρώτο εργοστάσιο παραγωγής θειικού οξέος ιδρύθηκε κοντά στο Λονδίνο το 1736. Η διαδικασία γινόταν σε θαλάμους μολύβδου, στον πυθμένα των οποίων χυνόταν νερό. Ένα λιωμένο μείγμα άλατος με θείο κάηκε στο πάνω μέρος του θαλάμου και στη συνέχεια διοχετεύτηκε αέρας. Η διαδικασία επαναλήφθηκε μέχρις ότου σχηματίστηκε ένα οξύ της απαιτούμενης συγκέντρωσης στον πυθμένα του δοχείου.

Τον 19ο αιώνα η μέθοδος βελτιώθηκε: αντί για άλατα χρησιμοποιήθηκε νιτρικό οξύ (δίνει όταν αποσυντίθεται στον θάλαμο). Για την επιστροφή των νιτρωδών αερίων στο σύστημα, σχεδιάστηκαν ειδικοί πύργοι, οι οποίοι έδωσαν το όνομα στην όλη διαδικασία - διαδικασία πύργου. Εργοστάσια που λειτουργούν με τη μέθοδο του πύργου υπάρχουν ακόμα και σήμερα.

Το θειικό οξύ είναι ένα βαρύ ελαιώδες υγρό, άχρωμο και άοσμο, υγροσκοπικό. διαλύεται καλά στο νερό. Όταν το πυκνό θειικό οξύ διαλύεται στο νερό, απελευθερώνεται μεγάλη ποσότητα θερμότητας, οπότε πρέπει να χυθεί προσεκτικά στο νερό (και όχι το αντίστροφο!) Και ανακατέψτε το διάλυμα.

Ένα διάλυμα θειικού οξέος σε νερό με περιεκτικότητα σε H2SO4 μικρότερη από 70% ονομάζεται συνήθως αραιό θειικό οξύ και ένα διάλυμα άνω του 70% ονομάζεται πυκνό θειικό οξύ.

Χημικές ιδιότητες

Οξεοβασικές ιδιότητες

Το αραιό θειικό οξύ παρουσιάζει όλες τις χαρακτηριστικές ιδιότητες των ισχυρών οξέων. Εκείνη αντιδρά:

H 2 SO 4 + NaOH \u003d Na 2 SO 4 + 2H 2 O

H 2 SO 4 + BaCl 2 \u003d BaSO 4 ↓ + 2HCl

Η διαδικασία αλληλεπίδρασης των ιόντων Ba 2+ με τα θειικά ιόντα SO 4 2+ οδηγεί στο σχηματισμό ενός λευκού αδιάλυτου ιζήματος BaSO 4 . Αυτό ποιοτική αντίδραση σε θειικό ιόν.

Ιδιότητες οξειδοαναγωγής

Σε αραιό H 2 SO 4 , τα ιόντα H + είναι οξειδωτικοί παράγοντες και σε πυκνό H 2 SO 4 θειικά ιόντα είναι SO 4 2 + . Τα ιόντα SO 4 2+ είναι ισχυρότεροι οξειδωτικοί παράγοντες από τα ιόντα H + (βλ. διάγραμμα).

ΣΕ αραιό θειικό οξύδιαλύει μέταλλα που βρίσκονται στην ηλεκτροχημική σειρά τάσεων στο υδρογόνο. Σε αυτή την περίπτωση, σχηματίζονται και απελευθερώνονται θειικά άλατα μετάλλων:

Zn + H 2 SO 4 \u003d ZnSO 4 + H 2

Τα μέταλλα που βρίσκονται στην ηλεκτροχημική σειρά τάσεων μετά το υδρογόνο δεν αντιδρούν με αραιό θειικό οξύ:

Cu + H 2 SO 4 ≠

συμπυκνωμένο θειικό οξύείναι ένας ισχυρός οξειδωτικός παράγοντας, ειδικά όταν θερμαίνεται. Οξειδώνει πολλές, και κάποιες οργανικές ουσίες.

Όταν το πυκνό θειικό οξύ αλληλεπιδρά με μέταλλα που βρίσκονται στην ηλεκτροχημική σειρά τάσεων μετά το υδρογόνο (Cu, Ag, Hg), σχηματίζονται θειικά άλατα μετάλλων, καθώς και το προϊόν αναγωγής του θειικού οξέος - SO 2.

Με πιο ενεργά μέταλλα (Zn, Al, Mg), το πυκνό θειικό οξύ μπορεί να αναχθεί σε ελεύθερο. Για παράδειγμα, όταν το θειικό οξύ αλληλεπιδρά με, ανάλογα με τη συγκέντρωση του οξέος, μπορούν να σχηματιστούν ταυτόχρονα διάφορα προϊόντα αναγωγής του θειικού οξέος - SO 2, S, H 2 S:

Zn + 2H 2 SO 4 \u003d ZnSO 4 + SO 2 + 2H 2 O

3Zn + 4H 2 SO 4 = 3ZnSO 4 + S↓ + 4H 2 O

4Zn + 5H 2 SO 4 = 4ZnSO 4 + H 2 S + 4H 2 O

Στο κρύο, το συμπυκνωμένο θειικό οξύ παθητικοποιεί ορισμένα μέταλλα, για παράδειγμα, και επομένως μεταφέρεται σε σιδερένιες δεξαμενές:

Fe + H 2 SO 4 ≠

Το πυκνό θειικό οξύ οξειδώνει ορισμένα αμέταλλα (, κ.λπ.), ανακτώντας το οξείδιο του θείου (IV) SO 2:

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

C + 2H 2 SO 4 \u003d 2SO 2 + CO 2 + 2H 2 O

Λήψη και χρήση

Στη βιομηχανία, το θειικό οξύ λαμβάνεται με επαφή. Η διαδικασία απόκτησης πραγματοποιείται σε τρία στάδια:

1. Λήψη SO 2 με ψήσιμο πυρίτη:

4FeS 2 + 11O 2 = 2Fe 2 O 3 + 8SO 2

1. Οξείδωση SO 2 σε SO 3 παρουσία καταλύτη - οξειδίου βαναδίου (V):

2SO 2 + O 2 \u003d 2SO 3

1. Διάλυση SO 3 σε θειικό οξύ:

H2SO4+ n SO 3 \u003d H 2 SO 4 ∙ nΛΟΙΠΟΝ 3

Το ελαιόλαδο που προκύπτει μεταφέρεται σε σιδερένιες δεξαμενές. Το θειικό οξύ της απαιτούμενης συγκέντρωσης λαμβάνεται από το ελαιόλαδο ρίχνοντάς το σε νερό. Αυτό μπορεί να εκφραστεί σε ένα διάγραμμα:

H 2 SO 4 ∙ n SO 3 + H 2 O \u003d H 2 SO 4

Το θειικό οξύ βρίσκει διάφορες εφαρμογές σε διάφορους τομείς της εθνικής οικονομίας. Χρησιμοποιείται για την ξήρανση αερίων, στην παραγωγή άλλων οξέων, για την παραγωγή λιπασμάτων, διαφόρων βαφών και φαρμάκων.

Άλατα θειικού οξέος

Τα περισσότερα θειικά άλατα είναι πολύ διαλυτά στο νερό (ελαφρώς διαλυτό CaSO 4, ακόμη λιγότερο PbSO 4 και πρακτικά αδιάλυτο BaSO 4). Ορισμένα θειικά άλατα που περιέχουν νερό κρυστάλλωσης ονομάζονται βιτριόλιο:

CuSO 4 ∙ 5H 2 O θειικός χαλκός

FeSO 4 ∙ 7H 2 O θειικός σίδηρος

Τα άλατα του θειικού οξέος έχουν τα πάντα. Η σχέση τους με τη θέρμανση είναι ιδιαίτερη.

Τα θειικά άλατα των ενεργών μετάλλων ( , ) δεν αποσυντίθενται ακόμη και στους 1000 ° C, ενώ άλλα (Cu, Al, Fe) - αποσυντίθενται με ελαφρά θέρμανση σε οξείδιο μετάλλου και SO 3:

CuSO 4 \u003d CuO + SO 3

Κατεβάστε:

Κατεβάστε δωρεάν περίληψη με θέμα: «Παραγωγή θειικού οξέος με μέθοδο επαφής»

Μπορείτε να κατεβάσετε δοκίμια για άλλα θέματα

*στην εικόνα του δίσκου υπάρχει φωτογραφία θειικού χαλκού

Οξείδιο του θείου (IV) και θειούχο οξύ

Οξείδιο του θείου (IV), ή διοξείδιο του θείου, υπό κανονικές συνθήκες, ένα άχρωμο αέριο με πικάντικη αποπνικτική οσμή. Όταν κρυώσει στους -10°C, υγροποιείται σε άχρωμο υγρό.

Παραλαβή

1. Υπό εργαστηριακές συνθήκες, το οξείδιο του θείου (IV) λαμβάνεται από άλατα θειικού οξέος με τη δράση ισχυρών οξέων σε αυτά:

Na 2 SO 3 + H 2 SO 4 \u003d Na 2 SO 4 + S0 2 + H 2 O 2NaHSO 3 + H 2 SO 4 \u003d Na 2 SO 4 + 2SO 2 + 2H 2 O 2HSO - 3 + 2H + \u03d 2SO 2 + 2H2O

2. Επίσης, το διοξείδιο του θείου σχηματίζεται από την αλληλεπίδραση του πυκνού θειικού οξέος όταν θερμαίνεται με μέταλλα χαμηλής ενεργότητας:

Cu + 2H 2 SO 4 \u003d CuSO 4 + SO 2 + 2H 2 O

Cu + 4Н + + 2SO 2- 4 \u003d Cu 2+ + SO 2- 4 + SO 2 + 2H 2 O

3. Το οξείδιο του θείου (IV) σχηματίζεται επίσης όταν το θείο καίγεται στον αέρα ή το οξυγόνο:

4. Υπό βιομηχανικές συνθήκες, το SO 2 λαμβάνεται με ψήσιμο πυρίτη FeS 2 ή θειούχων μεταλλευμάτων μη σιδηρούχων μετάλλων (μίγμα ψευδαργύρου ZnS, λάμψη μολύβδου PbS, κ.λπ.):

4FeS 2 + 11O 2 \u003d 2Fe 2 O 3 + 8SO 2

Δομικός τύπος του μορίου SO 2:

Τέσσερα ηλεκτρόνια θείου και τέσσερα ηλεκτρόνια από δύο άτομα οξυγόνου συμμετέχουν στο σχηματισμό δεσμών στο μόριο SO 2. Η αμοιβαία απώθηση των δεσμών ζευγών ηλεκτρονίων και του μη κοινόχρηστου ζεύγους ηλεκτρονίων του θείου δίνει στο μόριο ένα γωνιακό σχήμα.

Χημικές ιδιότητες

1. Το οξείδιο του θείου (IV) εμφανίζει όλες τις ιδιότητες των όξινων οξειδίων:

Αλληλεπίδραση με το νερό

Αλληλεπίδραση με αλκάλια,

Αλληλεπίδραση με βασικά οξείδια.

2. Το οξείδιο του θείου (IV) χαρακτηρίζεται από αναγωγικές ιδιότητες:

S +4 O 2 + O 0 2 "2S +6 O -2 3 (παρουσία καταλύτη, όταν θερμαίνεται)

Όμως, παρουσία ισχυρών αναγωγικών παραγόντων, το SO 2 συμπεριφέρεται σαν οξειδωτικός παράγοντας:

Η οξειδοαναγωγική δυαδικότητα του οξειδίου του θείου (IV) εξηγείται από το γεγονός ότι το θείο έχει μια κατάσταση οξείδωσης +4 σε αυτό, και επομένως μπορεί, δίνοντας 2 ηλεκτρόνια, να οξειδωθεί σε S +6 και λαμβάνοντας 4 ηλεκτρόνια, να αναχθεί σε S °. Η εκδήλωση αυτών ή άλλων ιδιοτήτων εξαρτάται από τη φύση του αντιδρώντος συστατικού.

Το οξείδιο του θείου (IV) είναι πολύ διαλυτό στο νερό (40 όγκοι SO 2 διαλύονται σε 1 όγκο στους 20 ° C). Σε αυτή την περίπτωση, το θειικό οξύ υπάρχει μόνο σε ένα υδατικό διάλυμα:

SO 2 + H 2 O "H 2 SO 3

Η αντίδραση είναι αναστρέψιμη. Σε ένα υδατικό διάλυμα, το οξείδιο του θείου (IV) και το θείο οξύ βρίσκονται σε χημική ισορροπία, η οποία μπορεί να εκτοπιστεί. Όταν δεσμεύεται H 2 SO 3 (εξουδετέρωση οξέος

u) η αντίδραση προχωρά προς το σχηματισμό θειικού οξέος. κατά την απομάκρυνση του SO 2 (φύσημα μέσω διαλύματος αζώτου ή θέρμανση), η αντίδραση προχωρά προς τα αρχικά υλικά. Το διάλυμα θειικού οξέος περιέχει πάντα οξείδιο του θείου (IV), το οποίο του δίνει μια έντονη οσμή.

Το θειικό οξύ έχει όλες τις ιδιότητες των οξέων. Διαχωρίζεται στο διάλυμα σταδιακά:

H 2 SO 3 "H + + HSO - 3 HSO - 3" H + + SO 2- 3

Θερμικά ασταθής, πτητικός. Το θειικό οξύ, ως διβασικό οξύ, σχηματίζει δύο τύπους αλάτων:

Μέσο - θειώδη (Na 2 SO 3);

Όξινα - υδροθειώδη (NaHSO 3).

Τα θειώδη σχηματίζονται όταν ένα οξύ εξουδετερώνεται πλήρως με ένα αλκάλιο:

H 2 SO 3 + 2NaOH \u003d Na 2 SO 3 + 2H 2 O

Τα υδροθειώδη λαμβάνονται με έλλειψη αλκαλίων:

H 2 SO 3 + NaOH \u003d NaHSO 3 + H 2 O

Το θειικό οξύ και τα άλατά του έχουν τόσο οξειδωτικές όσο και αναγωγικές ιδιότητες, κάτι που καθορίζεται από τη φύση του εταίρου της αντίδρασης.

1. Έτσι, υπό τη δράση του οξυγόνου, τα θειώδη οξειδώνονται σε θειικά:

2Na 2 S +4 O 3 + O 0 2 \u003d 2Na 2 S +6 O -2 4

Η οξείδωση του θειικού οξέος με βρώμιο και υπερμαγγανικό κάλιο προχωρά ακόμα πιο εύκολα:

5H 2 S +4 O 3 +2KMn +7 O 4 \u003d 2H 2 S +6 O 4 +2Mn +2 S +6 O 4 + K 2 S +6 O 4 + 3H 2 O

2. Παρουσία πιο ενεργητικών αναγωγικών παραγόντων, τα θειώδη παρουσιάζουν οξειδωτικές ιδιότητες:

Τα άλατα του θειικού οξέος διαλύουν σχεδόν όλα τα υδροθειώδη και τα θειώδη αλκαλιμέταλλα.

3. Δεδομένου ότι το H 2 SO 3 είναι ασθενές οξύ, η δράση των οξέων στα θειώδη και τα υδροθειώδη απελευθερώνει SO 2. Αυτή η μέθοδος χρησιμοποιείται συνήθως όταν λαμβάνεται SO 2 στο εργαστήριο:

NaHSO 3 + H 2 SO 4 \u003d Na 2 SO 4 + SO 2 + H 2 O

4. Τα υδατοδιαλυτά θειώδη υδρολύονται εύκολα, με αποτέλεσμα να αυξάνεται η συγκέντρωση των ιόντων ΟΗ - - στο διάλυμα:

Na 2 SO 3 + NON "NaHSO 3 + NaOH

Εφαρμογή

Το οξείδιο του θείου (IV) και το θείο οξύ αποχρωματίζουν πολλές χρωστικές, σχηματίζοντας μαζί τους άχρωμες ενώσεις. Το τελευταίο μπορεί να αποσυντεθεί ξανά όταν θερμαίνεται ή στο φως, με αποτέλεσμα να αποκαθίσταται το χρώμα. Επομένως, η λευκαντική επίδραση του SO 2 και του H 2 SO 3 είναι διαφορετική από τη λευκαντική δράση του χλωρίου. Συνήθως, το rxide του θείου (IV) λευκαίνει το μαλλί, το μετάξι και το άχυρο.

Το οξείδιο του θείου (IV) σκοτώνει πολλούς μικροοργανισμούς. Επομένως, για να καταστρέψουν τους μύκητες της μούχλας, υποκαπνίζουν υγρά κελάρια, κελάρια, βαρέλια κρασιού κλπ. Χρησιμοποιείται επίσης στη μεταφορά και αποθήκευση φρούτων και μούρων. Σε μεγάλες ποσότητες, το οξείδιο του θείου IV) χρησιμοποιείται για την παραγωγή θειικού οξέος.

Σημαντική εφαρμογή είναι το διάλυμα υδροθειώδους ασβεστίου CaHSO 3 (θειώδες υγρό), το οποίο χρησιμοποιείται για την επεξεργασία του ξύλου και του χαρτοπολτού.

Η κατάσταση οξείδωσης +4 για το θείο είναι αρκετά σταθερή και εκδηλώνεται σε τετρααλογονίδια SHal 4, οξοδιαλογονίδια SOHal 2, διοξείδιο SO 2 και τα αντίστοιχα ανιόντα τους. Θα εξοικειωθούμε με τις ιδιότητες του διοξειδίου του θείου και του θειούχου οξέος.

1.11.1. Οξείδιο του θείου (IV) Η δομή του μορίου so2

Η δομή του μορίου SO 2 είναι παρόμοια με τη δομή του μορίου του όζοντος. Το άτομο θείου βρίσκεται σε κατάσταση υβριδισμού sp 2, το σχήμα των τροχιακών είναι ένα κανονικό τρίγωνο, το σχήμα του μορίου είναι γωνιακό. Το άτομο θείου έχει ένα μη κοινό ζεύγος ηλεκτρονίων. Το μήκος του δεσμού S-O είναι 0,143 nm, η γωνία δεσμού είναι 119,5°.

Η δομή αντιστοιχεί στις ακόλουθες δομές συντονισμού:

Σε αντίθεση με το όζον, η πολλαπλότητα του δεσμού S–O είναι 2, δηλαδή, η πρώτη δομή συντονισμού συμβάλλει κυρίως. Το μόριο χαρακτηρίζεται από υψηλή θερμική σταθερότητα.

Φυσικές ιδιότητες

Υπό κανονικές συνθήκες, το διοξείδιο του θείου ή το διοξείδιο του θείου είναι ένα άχρωμο αέριο με έντονη αποπνικτική οσμή, σημείο τήξης -75 °C, σημείο βρασμού -10 °C. Ας διαλυθούν καλά στο νερό, στους 20 °C σε 1 όγκο νερού διαλύονται 40 όγκοι διοξειδίου του θείου. Τοξικό αέριο.

Χημικές ιδιότητες του οξειδίου του θείου (IV)

Το διοξείδιο του θείου είναι εξαιρετικά δραστικό. Το διοξείδιο του θείου είναι ένα οξείδιο οξέος. Είναι αρκετά διαλυτό στο νερό με το σχηματισμό υδριτών. Επίσης αλληλεπιδρά εν μέρει με το νερό, σχηματίζοντας ένα ασθενές θειικό οξύ, το οποίο δεν απομονώνεται μεμονωμένα:

SO 2 + H 2 O \u003d H 2 SO 3 \u003d H + + HSO 3 - \u003d 2H + + SO 3 2-.

Ως αποτέλεσμα της διάστασης, σχηματίζονται πρωτόνια, άρα το διάλυμα έχει όξινο περιβάλλον.

Όταν το αέριο διοξείδιο του θείου διέρχεται μέσω ενός διαλύματος υδροξειδίου του νατρίου, σχηματίζεται θειώδες νάτριο. Το θειώδες νάτριο αντιδρά με περίσσεια διοξειδίου του θείου για να σχηματίσει υδροθειώδες νάτριο:

2NaOH + SO 2 = Na 2 SO 3 + H 2 O;

Na 2 SO 3 + SO 2 \u003d 2NaHSO 3.

Το διοξείδιο του θείου χαρακτηρίζεται από δυαδικότητα οξειδοαναγωγής, για παράδειγμα, εμφανίζοντας αναγωγικές ιδιότητες, αποχρωματίζει το βρώμιο νερό:

SO 2 + Br 2 + 2H 2 O \u003d H 2 SO 4 + 2HBr

και διάλυμα υπερμαγγανικού καλίου:

5SO 2 + 2KMnO 4 + 2H 2 O \u003d 2KНSO 4 + 2MnSO 4 + H 2 SO 4.

οξειδώνεται με οξυγόνο σε θειικό ανυδρίτη:

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

Παρουσιάζει οξειδωτικές ιδιότητες όταν αλληλεπιδρά με ισχυρούς αναγωγικούς παράγοντες, για παράδειγμα:

SO 2 + 2CO \u003d S + 2CO 2 (στους 500 ° C, παρουσία Al 2 O 3).

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

Παραγωγή οξειδίου του θείου (IV)

Καύση θείου στον αέρα

S + O 2 \u003d SO 2.

Οξείδωση σουλφιδίου

4FeS 2 + 11O 2 \u003d 2Fe 2 O 3 + 8SO 2.

Η δράση των ισχυρών οξέων στα θειώδη μετάλλων

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

1.11.2. Θειικό οξύ και τα άλατά του

Όταν το διοξείδιο του θείου διαλύεται στο νερό, σχηματίζεται ασθενές θειικό οξύ, το μεγαλύτερο μέρος του διαλυμένου SO 2 έχει τη μορφή ενυδατωμένης μορφής SO 2 H 2 O, ένας κρυσταλλικός ένυδρος απελευθερώνεται επίσης κατά την ψύξη, μόνο ένα μικρό μέρος του τα μόρια του θειώδους οξέος διασπώνται σε θειώδη και υδροθειώδη ιόντα. Στην ελεύθερη κατάσταση, το οξύ δεν απομονώνεται.

Όντας διβασικό, σχηματίζει δύο είδη αλάτων: μέτρια - θειώδη και όξινα - υδροθειώδη. Μόνο θειώδη αλκαλιμέταλλα και υδροθειώδη άλατα αλκαλίων και μετάλλων αλκαλικών γαιών διαλύονται στο νερό.

Σε αυτό το άρθρο θα βρείτε πληροφορίες για το τι είναι το οξείδιο του θείου. Θα εξεταστούν οι κύριες ιδιότητές του χημικής και φυσικής φύσης, οι υπάρχουσες μορφές, οι μέθοδοι παρασκευής τους και οι διαφορές μεταξύ τους. Και επίσης θα αναφερθούν τα πεδία εφαρμογής και ο βιολογικός ρόλος αυτού του οξειδίου στις διάφορες μορφές του.

Τι είναι ουσία

Το οξείδιο του θείου είναι μια ένωση απλών ουσιών, θείου και οξυγόνου. Υπάρχουν τρεις μορφές οξειδίων του θείου, που διαφέρουν μεταξύ τους ως προς τον βαθμό σθένους S που εκδηλώνεται, συγκεκριμένα: SO (μονοξείδιο, μονοξείδιο του θείου), SO 2 (διοξείδιο του θείου ή διοξείδιο του θείου) και SO 3 (τριοξείδιο του θείου ή ανυδρίτης). Όλες οι παραλλαγές των οξειδίων του θείου που αναφέρονται έχουν παρόμοια χημικά και φυσικά χαρακτηριστικά.

Γενικές πληροφορίες για το μονοξείδιο του θείου

Το δισθενές μονοξείδιο του θείου, ή αλλιώς μονοξείδιο του θείου, είναι μια ανόργανη ουσία που αποτελείται από δύο απλά στοιχεία - θείο και οξυγόνο. Φόρμουλα - SO. Υπό κανονικές συνθήκες, είναι ένα άχρωμο αέριο, αλλά με έντονη και συγκεκριμένη οσμή. Αντιδρά με υδατικό διάλυμα. Μια μάλλον σπάνια ένωση στην ατμόσφαιρα της γης. Είναι ασταθές στην επίδραση των θερμοκρασιών, υπάρχει σε διμερή μορφή - S 2 O 2. Μερικές φορές είναι ικανό, αλληλεπιδρώντας με το οξυγόνο, ως αποτέλεσμα της αντίδρασης να σχηματίσει διοξείδιο του θείου. Δεν σχηματίζεται αλάτι.

Το οξείδιο του θείου (2) λαμβάνεται συνήθως με την καύση του θείου ή την αποσύνθεση του ανυδρίτη του:

• 2S2+O2 = 2SO;
• 2SO2 = 2SO+O2.

Η ουσία διαλύεται στο νερό. Ως αποτέλεσμα, το οξείδιο του θείου σχηματίζει θειοθειικό οξύ:

• S 2 O 2 + H 2 O \u003d H 2 S 2 O 3.

Γενικά στοιχεία για το ξινό αέριο

Το οξείδιο του θείου είναι μια άλλη μορφή οξειδίων του θείου με τον χημικό τύπο SO 2 . Έχει μια δυσάρεστη συγκεκριμένη μυρωδιά και δεν έχει χρώμα. Όταν υποβάλλεται σε πίεση, μπορεί να αναφλεγεί σε θερμοκρασία δωματίου. Όταν διαλύεται στο νερό, σχηματίζει ασταθές θειικό οξύ. Μπορεί να διαλυθεί σε διαλύματα αιθανόλης και θειικού οξέος. Είναι συστατικό του ηφαιστειακού αερίου.

Στη βιομηχανία, λαμβάνεται με καύση θείου ή ψήσιμο των θειούχων του:

• 2FeS 2 + 5O 2 \u003d 2FeO + 4SO 2.

Στα εργαστήρια, κατά κανόνα, το SO 2 λαμβάνεται με τη χρήση θειωδών και υδροθειωδών, εκθέτοντας τα σε ισχυρό οξύ, καθώς και στη δράση μετάλλων με χαμηλό βαθμό δραστικότητας συμπυκνωμένο H 2 SO 4 .

Όπως και άλλα οξείδια του θείου, το SO 2 είναι ένα όξινο οξείδιο. Αλληλεπιδρώντας με αλκάλια, σχηματίζοντας διάφορα θειώδη, αντιδρά με το νερό, δημιουργώντας θειικό οξύ.

Το SO 2 είναι εξαιρετικά ενεργό και αυτό εκφράζεται ξεκάθαρα στις αναγωγικές του ιδιότητες, όπου ο βαθμός οξείδωσης του οξειδίου του θείου αυξάνεται. Μπορεί να παρουσιάζει οξειδωτικές ιδιότητες όταν προσβάλλεται από ισχυρό αναγωγικό παράγοντα. Το τελευταίο χαρακτηριστικό χρησιμοποιείται για την παραγωγή υποφωσφορικού οξέος ή για το διαχωρισμό του S από τα αέρια του μεταλλουργικού πεδίου.

Το οξείδιο του θείου (4) χρησιμοποιείται ευρέως από τον άνθρωπο για την παραγωγή θειικού οξέος ή των αλάτων του - αυτός είναι ο κύριος τομέας εφαρμογής του. Και επίσης συμμετέχει στις διαδικασίες της οινοποίησης και δρα εκεί ως συντηρητικό (E220), μερικές φορές παστώνουν αποθήκες λαχανικών και αποθήκες, καθώς καταστρέφει τους μικροοργανισμούς. Υλικά που δεν μπορούν να λευκανθούν με χλώριο επεξεργάζονται με οξείδιο του θείου.

Το SO 2 είναι μια μάλλον τοξική ένωση. Τυπικά συμπτώματα που υποδεικνύουν δηλητηρίαση με αυτό είναι ο βήχας, η εμφάνιση αναπνευστικών προβλημάτων, συνήθως με τη μορφή ρινικής καταρροής, η βραχνάδα, η εμφάνιση μιας ασυνήθιστης επίγευσης και ένας γρατζουνισμένος λαιμός. Η εισπνοή ενός τέτοιου αερίου μπορεί να προκαλέσει ασφυξία, μειωμένη ικανότητα ομιλίας του ατόμου, έμετο, δυσκολία στην κατάποση, καθώς και οξύ πνευμονικό οίδημα. Η μέγιστη επιτρεπόμενη συγκέντρωση αυτής της ουσίας στο χώρο εργασίας είναι 10 mg/m 3 . Ωστόσο, διαφορετικοί άνθρωποι μπορεί να έχουν διαφορετική ευαισθησία στο διοξείδιο του θείου.

Γενικές πληροφορίες για τον θειικό ανυδρίτη

Το θείο αέριο, ή, όπως λέγεται, θειικός ανυδρίτης, είναι το υψηλότερο οξείδιο του θείου με τον χημικό τύπο SO 3 . Υγρό με αποπνικτική μυρωδιά, εξαιρετικά πτητικό υπό τυπικές συνθήκες. Δυνατότητα στερεοποίησης, σχηματίζοντας μίγματα κρυσταλλικού τύπου από τις στερεές τροποποιήσεις του, σε θερμοκρασίες από 16,9 ° C και κάτω.

Λεπτομερής ανάλυση του ανώτερου οξειδίου

Όταν το SO 2 οξειδώνεται με τον αέρα υπό την επίδραση υψηλών θερμοκρασιών, απαραίτητη προϋπόθεση είναι η παρουσία ενός καταλύτη, για παράδειγμα V 2 O 5 , Fe 2 O 3 , NaVO 3 ή Pt.

Θερμική αποσύνθεση θειικών αλάτων ή αλληλεπίδραση όζοντος και SO 2:

• Fe 2 (SO 4) 3 \u003d Fe 2 O 3 + 3SO 3;
• SO 2 + O 3 \u003d SO 3 + O 2.

Οξείδωση SO 2 με NO 2:

• SO 2 + NO 2 \u003d SO 3 + NO.

Τα φυσικά ποιοτικά χαρακτηριστικά περιλαμβάνουν: την παρουσία επίπεδης δομής, τριγωνικού τύπου και συμμετρίας D 3 h στην κατάσταση αερίου, κατά τη μετάβαση από αέριο σε κρύσταλλο ή υγρό σχηματίζει ένα τριμερές κυκλικής φύσης και μια ζιγκ-ζαγκ αλυσίδα, έχει ομοιοπολικός πολικός δεσμός.

Σε στερεή μορφή, το SO 3 εμφανίζεται σε μορφές άλφα, βήτα, γάμμα και σίγμα και έχει, αντίστοιχα, διαφορετικό σημείο τήξης, βαθμό πολυμερισμού και ποικιλία κρυσταλλικών μορφών. Η ύπαρξη τέτοιου αριθμού ειδών SO 3 οφείλεται στο σχηματισμό δεσμών τύπου δότη-δέκτη.

Οι ιδιότητες του ανυδρίτη θείου περιλαμβάνουν πολλές από τις ιδιότητές του, οι κυριότερες είναι:

Ικανότητα αλληλεπίδρασης με βάσεις και οξείδια:

• 2KHO + SO 3 \u003d K 2 SO 4 + H 2 O;
• CaO + SO 3 \u003d CaSO 4.

Το υψηλότερο οξείδιο του θείου SO 3 έχει αρκετά υψηλή δραστηριότητα και δημιουργεί θειικό οξύ αλληλεπιδρώντας με το νερό:

• SO 3 + H 2 O \u003d H2SO 4.

Εισέρχεται σε αντιδράσεις με υδροχλώριο και σχηματίζει χλωροθειικό οξύ:

• SO 3 + HCl \u003d HSO 3 Cl.

Το οξείδιο του θείου χαρακτηρίζεται από την εκδήλωση ισχυρών οξειδωτικών ιδιοτήτων.

Ο θειικός ανυδρίτης βρίσκει τη χρήση του στην παραγωγή θειικού οξέος. Μικρή ποσότητα απελευθερώνεται στο περιβάλλον κατά τη χρήση θειούχων πούλιων. Το SO 3, σχηματίζοντας θειικό οξύ μετά από αλληλεπίδραση με μια υγρή επιφάνεια, καταστρέφει μια ποικιλία επικίνδυνων οργανισμών, όπως οι μύκητες.

Ανακεφαλαίωση

Το οξείδιο του θείου μπορεί να βρίσκεται σε διαφορετικές καταστάσεις συσσωμάτωσης, που κυμαίνονται από υγρή έως στερεή μορφή. Είναι σπάνιο στη φύση και υπάρχουν αρκετοί τρόποι για να το αποκτήσετε στη βιομηχανία, καθώς και σε περιοχές όπου μπορεί να χρησιμοποιηθεί. Το ίδιο το οξείδιο έχει τρεις μορφές στις οποίες εμφανίζει ποικίλους βαθμούς σθένους. Μπορεί να είναι πολύ τοξικό και να προκαλέσει σοβαρά προβλήματα υγείας.