Propriétés physiques

Gaz, incolore, à odeur d'œufs pourris, toxique, soluble dans l'eau (dans 1 V H 2 O dissout 3 V H 2 S au no.); t°pl. = -86°C ; t°b. = -60°C.

Effet du sulfure d'hydrogène sur l'organisme :

Le sulfure d’hydrogène n’a pas seulement une odeur désagréable, il est aussi extrêmement toxique. Lorsque ce gaz est inhalé en grande quantité, une paralysie des nerfs respiratoires se produit rapidement, puis la personne cesse de sentir - c'est le danger mortel du sulfure d'hydrogène.

Il existe de nombreux cas d'intoxication par des gaz nocifs lorsque les victimes étaient des ouvriers réparant des pipelines. Ce gaz est plus lourd, il s'accumule donc dans des trous et des puits, d'où il n'est pas si facile de sortir rapidement.

Reçu

1) H 2 + S → H 2 S (à t)

2) FeS + 2 HCl → FeCl 2 + H 2 S

Propriétés chimiques

1) Solutions H 2 S dans l'eau, c'est un acide dibasique faible.

La dissociation se déroule en deux étapes :

H 2 S → H + + HS - (première étape, l'ion hydrosulfure est formé)

HS - → 2 H + + S 2- (Deuxième étape)

L'acide sulfure d'hydrogène forme deux séries de sels - moyens (sulfures) et acides (hydrosulfures) :

N / A 2 S– le sulfure de sodium ;

CAS– le sulfure de calcium ;

NaHS– l'hydrosulfure de sodium ;

Californie( H.S.) 2 – hydrosulfure de calcium.

2) Interagit avec les bases :

H 2 S + 2 NaOH (excès) → Na 2 S + 2 H 2 O

H 2 S (excès) + NaOH → Na H S + H 2 O

3) H 2 S présente de très fortes propriétés réparatrices :

H 2 S -2 + Br 2 → S 0 + 2HBr

H 2 S -2 + 2FeCl 3 → 2FeCl 2 + S 0 + 2HCl

H 2 S -2 + 4Cl 2 + 4H 2 O →H 2 S +6 O 4 + 8HCl

3H 2 S -2 + 8HNO 3 (conc) → 3H 2 S +6 O 4 + 8NO + 4H 2 O

H 2 S -2 + H 2 S +6 O 4 (conc) → S 0 + S +4 O 2 + 2H 2 O

(lorsqu'elle est chauffée, la réaction se déroule différemment :

H 2 S -2 + 3H 2 S +6 O 4 (conc) → 4S +4 O 2 + 4H 2 O

4) Le sulfure d'hydrogène est oxydé :

en cas de pénurie Ô 2

2 H 2 S -2 + O 2 → 2 S 0 + 2 H 2 O

avec excès d'O 2

2H 2 S -2 + 3O 2 → 2S +4 O 2 + 2H 2 O

5) L'argent devient noir au contact du sulfure d'hydrogène :

4 Ag + 2 H 2 S + O 2 → 2 Ag 2 S ↓ + 2 H 2 O

Les objets assombris peuvent retrouver leur éclat. Pour ce faire, ils sont bouillis dans un bol en émail avec une solution de soude et du papier d'aluminium. L'aluminium réduit l'argent en métal et la solution de soude retient les ions soufre.

6) Réaction qualitative au sulfure d'hydrogène et aux sulfures solubles - formation d'un précipité brun foncé (presque noir) PBS:

H 2 S + Pb(NO 3) 2 → PbS↓ + 2HNO 3

Na 2 S + Pb(NO 3) 2 → PbS↓ + 2NaNO 3

Pb 2+ + S 2- → PbS ↓

La pollution atmosphérique provoque un noircissement de la surface des tableaux peints avec des peintures à l'huile contenant du blanc de plomb. L'une des principales raisons de l'assombrissement des peintures artistiques des maîtres anciens était l'utilisation de blanc de plomb qui, pendant plusieurs siècles, a interagi avec des traces de sulfure d'hydrogène dans l'air (formées en petites quantités lors de la pourriture des protéines ; dans l'atmosphère de régions industrielles, etc.) se transforme en PBS. Le blanc de plomb est un pigment qui est du carbonate de plomb ( II). Il réagit avec le sulfure d'hydrogène contenu dans l'atmosphère polluée, formant du sulfure de plomb ( II), connexion noire :

PbCO 3 + H 2 S = PBS↓ + CO 2 + H 2 Ô

Lors du traitement du sulfure de plomb ( II) avec le peroxyde d'hydrogène la réaction se produit :

PBS + 4 H 2 Ô 2 = PbSO 4 + 4 H 2 Ô,

cela produit du sulfate de plomb ( II), la connexion est blanche.

C'est ainsi que sont restaurées les peintures à l'huile noircies.

7) Restauration:

PbS + 4 H 2 O 2 → PbSO 4 (blanc) + 4 H 2 O

Sulfures

Préparation des sulfures

1) De nombreux sulfures sont préparés en chauffant le métal avec du soufre :

Hg + S → HgS

2) Les sulfures solubles sont obtenus par action du sulfure d'hydrogène sur les alcalis :

H 2 S + 2 KOH → K 2 S + 2 H 2 O

3) Les sulfures insolubles sont obtenus par réactions d'échange :

CdCl 2 + Na 2 S → 2NaCl + CdS↓

Pb(NO 3) 2 + Na 2 S → 2NaNO 3 + PbS↓

ZnSO 4 + Na 2 S → Na 2 SO 4 + ZnS↓

MnSO 4 + Na 2 S → Na 2 SO 4 + MnS ↓

2SbCl 3 + 3Na 2 S → 6NaCl + Sb 2 S 3 ↓

SnCl 2 + Na 2 S → 2NaCl + SnS↓

Propriétés chimiques des sulfures

1) Les sulfures solubles sont fortement hydrolysés, de sorte que leurs solutions aqueuses ont une réaction alcaline :

K 2 S + H 2 O → KHS + KOH

S 2- + H 2 O → HS - + OH -

2) Les sulfures de métaux situés dans la série de tension à gauche du fer (inclus) sont solubles dans les acides forts :

ZnS + H 2 SO 4 → ZnSO 4 + H 2 S

3) Les sulfures insolubles peuvent être convertis en un état soluble par l'action de concentrés HNO 3 :

FeS 2 + 8HNO 3 → Fe(NO 3) 3 + 2H 2 SO 4 + 5NO + 2H 2 O

TÂCHES D'AFFECTATION

- (sulfure d'hydrogène) H2S, un gaz incolore à l'odeur d'œuf pourri ; point de fusion ? 85,54.C, point d'ébullition ? 60,35.C ; à 0.C il se liquéfie sous une pression de 1 MPa. Agent réducteur. Un sous-produit lors du raffinage des produits pétroliers, de la cokéfaction du charbon, etc.; formé lors de la décomposition... ... Grand dictionnaire encyclopédique

Sulfure d'hydrogène- (H2S), un gaz incolore et toxique à l'odeur d'œuf pourri. Formé lors des processus de décomposition, trouvé dans le pétrole brut. Obtenu par action de l'acide sulfurique sur les sulfures métalliques. Utilisé dans l'ANALYSE QUALITATIVE traditionnelle. Propriétés : température... ... Dictionnaire encyclopédique scientifique et technique

Sulfure d'hydrogène- Sulfure d'HYDROGÈNE, sulfure d'hydrogène, bien d'autres. pas de mari (chim.). Gaz produit par la pourriture de substances protéiques, dégageant une odeur d’œuf pourri. Dictionnaire explicatif d'Ouchakov. D.N. Ouchakov. 1935 1940… Dictionnaire explicatif d'Ouchakov

Sulfure d'hydrogène- DU SULFURE D'HYDROGÈNE, hein, mon mari. Un gaz incolore avec une odeur piquante et désagréable, formé lors de la décomposition des substances protéiques. | adj. sulfure d'hydrogène, oh, oh. Dictionnaire explicatif d'Ojegov. SI. Ozhegov, N.Yu. Shvedova. 1949 1992… Dictionnaire explicatif d'Ojegov

sulfure d'hydrogène- nom, nombre de synonymes : 1 gaz (55) Dictionnaire des synonymes ASIS. V.N. Trishin. 2013… Dictionnaire de synonymes

Sulfure d'hydrogène- gaz toxique incolore H2S avec une odeur spécifique désagréable. Il a des propriétés légèrement acides. 1 litre de C. à t 0 °C et une pression de 760 mm équivaut à 1,539 g. On le trouve dans les huiles, les eaux naturelles et les gaz d'origine biochimique, tels que... ... Encyclopédie géologique

Sulfure d'hydrogène- Le Sulfure d'HYDROGÈNE, H2S (poids moléculaire 34,07), un gaz incolore à l'odeur caractéristique d'œufs pourris. Un litre de gaz dans des conditions normales (0°, 760 mm) pèse 1,5392 g. Température d'ébullition 62°, fusion 83° ; S. fait partie des émissions gazeuses... ... Grande encyclopédie médicale

sulfure d'hydrogène- - Thèmes de biotechnologie FR sulfure d'hydrogène ... Guide du traducteur technique

sulfure d'hydrogène- SULFURE D'HYDROGÈNE, a, m Un gaz incolore avec une odeur piquante et désagréable, formé lors de la décomposition des substances protéiques et représentant un composé de soufre avec l'hydrogène. Le sulfure d'hydrogène se trouve dans certaines eaux minérales et boues médicinales et est utilisé... ... Dictionnaire explicatif des noms russes

Livres

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Soufre– élément de la 3ème période et groupe VIA du Système Périodique, numéro d'ordre 16, fait référence à chalcogènes. La formule électronique de l'atome est [ 10 Ne]3s 2 3p 4, les états d'oxydation caractéristiques sont 0, -II, +IV et +VI, l'état S VI est considéré comme stable.

Échelle des états d'oxydation du soufre :

L'électronégativité du soufre est de 2,60 et se caractérise par des propriétés non métalliques. Dans les composés d'hydrogène et d'oxygène, on le trouve dans divers anions et forme des acides contenant de l'oxygène et leurs sels, des composés binaires.

Dans la nature - quinzièmeélément par abondance chimique (septième parmi les non-métaux). On le trouve sous forme libre (native) et liée. Un élément vital pour les organismes supérieurs.

Soufre S. Substance simple. Cristallin jaune (α‑rhombique et β‑monoclinique,

à 95,5 °C) ou amorphe (plastique). Aux nœuds du réseau cristallin se trouvent des molécules S 8 (anneaux non plans de type « couronne »), le soufre amorphe est constitué de chaînes S n. Substance à bas point de fusion, la viscosité du liquide atteint un maximum à 200 °C (dégradation des molécules S 8, entrelacement des chaînes S n). La paire contient les molécules S 8, S 6, S 4, S 2. À 1 500 °C, le soufre monoatomique apparaît (dans les équations chimiques, par souci de simplicité, tout soufre est représenté par S).

Le soufre est insoluble dans l'eau et, dans des conditions normales, ne réagit pas avec elle ; il est hautement soluble dans le sulfure de carbone CS 2.

Le soufre, en particulier le soufre en poudre, est très actif lorsqu'il est chauffé. Réagit comme agent oxydant avec les métaux et les non-métaux :

mais comme agent réducteur– avec du fluor, de l'oxygène et des acides (ébullition) :

Le soufre subit une dismutation dans des solutions alcalines :

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

À haute température (400 °C), le soufre déplace l'iode de l'iodure d'hydrogène :

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

mais en solution la réaction va dans le sens inverse :

Je 2 + H 2 S (p) = 2 HI + S↓

Reçu:V industrie fondu à partir de gisements naturels de soufre natif (en utilisant de la vapeur d'eau), libéré lors de la désulfuration des produits de gazéification du charbon.

Le soufre est utilisé pour la synthèse du sulfure de carbone, de l'acide sulfurique, des colorants soufrés (de cuve), dans la vulcanisation du caoutchouc, comme moyen de protéger les plantes contre l'oïdium et pour le traitement des maladies de la peau.

Sulfure d'hydrogène H 2 S. Acide anoxique. Un gaz incolore à l'odeur suffocante, plus lourd que l'air. La molécule a la structure d'un tétraèdre doublement incomplet [::S(H) 2 ]

(sp 3 -hybridation, l'angle de valence H – S – H est loin d'être tétraédrique). Instable lorsqu'il est chauffé au-dessus de 400 °C. Légèrement soluble dans l'eau (2,6 l/1 l H 2 O à 20 °C), solution décimolaire saturée (0,1 M, « eau sulfurée d'hydrogène »). Un acide très faible en solution ne se dissocie pratiquement pas dans la deuxième étape en ions S 2‑ (la concentration maximale de S 2‑ est de 1 10 – 13 mol/l). Lorsqu'elle est exposée à l'air, la solution devient trouble (l'inhibiteur est le saccharose). Neutralisé par les alcalis, mais pas complètement par l'hydrate d'ammoniaque. Agent réducteur puissant. Entre dans des réactions d’échange d’ions. Un agent sulfurant précipite des sulfures de couleurs différentes avec une très faible solubilité à partir de la solution.

Réactions qualitatives– précipitation de sulfures, ainsi qu'une combustion incomplète de H 2 S avec formation d'un dépôt de soufre jaune sur un objet froid amené à la flamme (spatule en porcelaine). Un sous-produit du raffinage du pétrole, du gaz naturel et du gaz de cokerie.

Il est utilisé dans la production de composés soufrés, inorganiques et organiques comme réactif analytique. Extrêmement toxique. Équations des réactions les plus importantes :

Reçu:V industrie– synthèse directe :

H 2 + S = H2S(150-200 °C)

ou en chauffant du soufre avec de la paraffine ;

V laboratoires– déplacement des sulfures avec des acides forts

FeS + 2НCl (conc.) = FeCl 2 + H2S

ou hydrolyse complète de composés binaires :

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

Sulfure de sodium Na 2 S. Sel sans oxygène. Blanc, très hygroscopique. Fond sans décomposition, thermiquement stable. Il est très soluble dans l’eau, s’hydrolyse au niveau de l’anion et crée un environnement hautement alcalin en solution. Lorsqu'elle est exposée à l'air, la solution devient trouble (soufre colloïdal) et jaunit (couleur polysulfure). Réducteur typique. Ajoute du soufre. Entre dans des réactions d’échange d’ions.

Réactions qualitatives sur l'ion S 2 – précipitation de sulfures métalliques de couleurs différentes, dont MnS, FeS, ZnS se décomposent en HCl (dilué).

Il est utilisé dans la production de colorants soufrés et de cellulose, pour épiler les peaux lors du tannage du cuir, comme réactif en chimie analytique.

Équations des réactions les plus importantes :

Na 2 S + 2НCl (dilué) = 2NaCl + H 2 S

Na 2 S + 3H 2 SO 4 (conc.) = SO 2 + S↓ + 2H 2 O + 2NaHSO 4 (jusqu'à 50 °C)

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

Na 2 S + H 2 S (saturé) = 2NaHS

Na 2 S (t) + 2O 2 = Na 2 SO 4 (au-dessus de 400 °C)

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

S 2‑ + M 2+ = MnS (tél.)↓ ; FeS (noir)↓ ; ZnS (blanc)↓

S 2‑ + 2Ag + = Ag 2 S (noir)↓

S 2‑ + M 2+ = СdS (jaune)↓ ; PbS, CuS, HgS (noir)↓

3S 2‑ + 2Bi 3+ = Bi 2 S 3 (cor. – noir)↓

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

Reçu V industrie– calcination du minéral mirabilite Na 2 SO 4 10H 2 O en présence d'agents réducteurs :

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

Na 2 SO 4 + 4С (coke) = Na 2 S + 4СО (800-1 000 °C)

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

Sulfure d'aluminium Al 2 S 3. Sel sans oxygène. Blanche, la liaison Al – S est majoritairement covalente. Fond sans décomposition sous surpression N 2, se sublime facilement. S'oxyde dans l'air lorsqu'il est chauffé. Il est complètement hydrolysé par l'eau et ne précipite pas de la solution. Se décompose avec des acides forts. Utilisé comme source solide de sulfure d’hydrogène pur. Équations des réactions les plus importantes :

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

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

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

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

Reçu: interaction de l'aluminium avec le soufre fondu en l'absence d'oxygène et d'humidité :

2Al + 3S = AL2S3(150-200 °C)

Sulfure de fer (II) FeS. Sel sans oxygène. Noir-gris avec une teinte verte, réfractaire, se décompose lorsqu'il est chauffé sous vide. Lorsqu'il est mouillé, il est sensible à l'oxygène de l'air. Insoluble dans l'eau. Ne précipite pas lorsque les solutions de sels de fer (II) sont saturées de sulfure d'hydrogène. Se décompose avec les acides. Il est utilisé comme matière première dans la production de fonte, une source solide de sulfure d'hydrogène.

Le composé du fer (III) Fe 2 S 3 n'est pas connu (non obtenu).

Équations des réactions les plus importantes :

Reçu:

Fe + S = FeS(600 °C)

Fe 2 O 3 + H 2 + 2H 2 S = 9 FeS+ 3H 2 O (700 à 1 000 °C)

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

Disulfure de fer FeS 2. Connexion binaire. Il a la structure ionique Fe 2+ (–S – S–) 2‑ . Jaune foncé, thermiquement stable, se décompose lorsqu'il est chauffé. Insoluble dans l'eau, ne réagit pas avec les acides et les alcalis dilués. Se décompose par les acides oxydants et est cuit à l'air. Il est utilisé comme matière première dans la production de fonte, de soufre et d'acide sulfurique, et comme catalyseur dans la synthèse organique. Minéraux trouvés dans la nature pyrite Et Marcassite.

Équations des réactions les plus importantes :

FeS 2 = FeS + S (au-dessus de 1170 °C, vide)

2FeS 2 + 14H 2 SO 4 (conc., horizontal) = Fe 2 (SO 4) 3 + 15SO 2 + 14H 2 O

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

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

Hydrosulfure d'ammonium NH 4 HS. Un sel acide sans oxygène. Blanc, fond sous une pression excessive. Très volatile, thermiquement instable. Il s'oxyde à l'air. Il est très soluble dans l'eau, s'hydrolyse en cation et en anion (prédomine), crée un environnement alcalin. La solution jaunit à l’air. Se décompose avec les acides et ajoute du soufre dans une solution saturée. Il n'est pas neutralisé par les alcalis, le sel moyen (NH 4) 2 S n'existe pas en solution (pour les conditions d'obtention du sel moyen, voir la rubrique « H 2 S »). Il est utilisé comme composant des révélateurs photographiques, comme réactif analytique (précipitateur de sulfure).

Équations des réactions les plus importantes :

NH 4 HS = NH 3 + H 2 S (au-dessus de 20 °C)

NH 4 HS + HCl (dilué) = NH 4 Cl + H 2 S

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

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

Reçu: saturation d'une solution concentrée de NH 3 avec de l'hydrogène sulfuré :

NH 3 H 2 O (conc.) + H 2 S (g) = NH 4 HS+ H2O

En chimie analytique, une solution contenant des quantités égales de NH 4 HS et de NH 3 H 2 O est classiquement considérée comme une solution de (NH 4) 2 S et la formule du sel moyen est utilisée pour écrire les équations de réaction, bien que le sulfure d'ammonium soit complètement hydrolysé dans l'eau en NH 4 HS et NH 3H2O.

Le dioxyde de soufre. Sulfites

Dioxyde de soufre SO2. Oxyde acide. Gaz incolore à odeur âcre. La molécule a la structure d'un triangle incomplet [: S(O) 2 ] (sp 2 - hybridation), contient des liaisons σ, π S=O. Facilement liquéfié, thermiquement stable. Très soluble dans l'eau (~40 l/1 l H 2 O à 20 °C). Forme un polyhydrate avec les propriétés d'un acide faible ; les produits de dissociation sont les ions HSO 3 - et SO 3 2 -. L'ion HSO 3 a deux formes tautomères - symétrique(non acide) avec une structure tétraédrique (sp 3 -hybridation), qui prédomine dans le mélange, et asymétrique(acide) avec la structure d'un tétraèdre incomplet [: S(O) 2 (OH)] (sp 3 -hybridation). L'ion SO 3 2‑ est également tétraédrique [: S(O) 3 ].

Réagit avec les alcalis, l'ammoniac hydraté. Un agent réducteur typique, un agent oxydant faible.

Réaction qualitative– décoloration de « l’eau iodée » jaune-brun. Produit intermédiaire dans la production de sulfites et d'acide sulfurique.

Il est utilisé pour blanchir la laine, la soie et la paille, pour mettre en conserve et conserver les fruits, comme désinfectant, antioxydant et réfrigérant. Toxique.

Le composé de composition H 2 SO 3 (acide sulfureux) est inconnu (n'existe pas).

Équations des réactions les plus importantes :

Solubilité dans l’eau et propriétés acides :

Reçu: dans l'industrie - combustion du soufre dans de l'air enrichi en oxygène, et, dans une moindre mesure, grillage des minerais sulfurés (SO 2 - gaz associé lors du grillage de la pyrite) :

S + O 2 = DONC 2(280-360 °C)

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

en laboratoire - déplacement des sulfites avec de l'acide sulfurique :

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

Sulfite de sodium Na 2 SO 3. Oxosol. Blanc. Lorsqu'il est chauffé à l'air, il se décompose sans fondre et fond sous la surpression de l'argon. Lorsqu'il est mouillé et en solution, il est sensible à l'oxygène atmosphérique. Il est très soluble dans l’eau et s’hydrolyse au niveau de l’anion. Se décompose avec les acides. Réducteur typique.

Réaction qualitative sur l'ion SO 3 2‑ la formation d'un précipité blanc de sulfite de baryum, qui est transféré en solution avec des acides forts (HCl, HNO 3).

Il est utilisé comme réactif en chimie analytique, comme composant de solutions photographiques et comme neutralisant de chlore pour blanchir les tissus.

Équations des réactions les plus importantes :

Reçu:

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

Acide sulfurique. Sulfates

Acide sulfurique H 2 SO 4. Oxoacide. Liquide incolore, très visqueux (huileux), très hygroscopique. La molécule a une structure tétraédrique déformée (hybridation sp 3), contient des liaisons σ covalentes S – OH et des liaisons σπ S=O. L'ion SO 4 2‑ a une structure tétraédrique régulière. Il a une large plage de température à l’état liquide (~ 300 degrés). Se décompose partiellement lorsqu'il est chauffé au-dessus de 296 °C. Il est distillé sous forme d'un mélange azéotropique avec de l'eau (fraction massique d'acide 98,3 %, point d'ébullition 296-340 °C) et, avec un chauffage plus fort, il se décompose complètement. Indéfiniment miscible à l'eau (avec une forte exo-effet). Acide fort en solution, neutralisé par des alcalis et de l'ammoniaque hydraté. Convertit les métaux en sulfates (avec un excès d'acide concentré dans des conditions normales, des hydrosulfates solubles se forment), mais les métaux Be, Bi, Co, Fe, Mg et Nb sont passivés dans l'acide concentré et ne réagissent pas avec lui. Réagit avec les oxydes et hydroxydes basiques, décompose les sels d'acides faibles. Un agent oxydant faible dans une solution diluée (en raison de H I), un agent oxydant fort en solution concentrée (en raison de S VI). Il dissout bien le SO 3 et réagit avec lui (un liquide huileux lourd se forme - l'oléum, contient H 2 S 2 O 7).

Réaction qualitative sur l'ion SO 4 2‑ – précipitation du sulfate de baryum blanc BaSO 4 (le précipité n'est pas transféré en solution par les acides chlorhydrique et nitrique, contrairement au précipité blanc BaSO 3).

Il est utilisé dans la production de sulfates et d'autres composés soufrés, d'engrais minéraux, d'explosifs, de colorants et de médicaments, en synthèse organique, pour « l'ouverture » (la première étape du traitement) de minerais et minéraux d'importance industrielle, dans la purification du pétrole. produits, dans l'électrolyse de l'eau, comme électrolyte pour les batteries au plomb. Toxique, provoque des brûlures cutanées. Équations des réactions les plus importantes :

Reçu V industrie:

a) synthèse de SO 2 à partir de minerais de soufre, de sulfures, de sulfure d'hydrogène et de minerais de sulfate :

S + O 2 (air) = DONC 2(280-360 °C)

4FeS 2 + 11O 2 (air) = 8 DONC 2+ 2Fe 2 O 3 (800 °C, cuisson)

2H 2 S + 3O 2 (g) = 2 DONC 2+ 2H2O (250-300 °C)

CaSO 4 + C (coke) = CaO + DONC 2+ CO (1 300-1 500 °C)

b) conversion du SO 2 en SO 3 dans un appareil à contact :

c) synthèse d'acide sulfurique concentré et anhydre :

H 2 O (dil. H 2 SO 4) + SO 3 = H2SO4(conc., anhydre)

(l'absorption du SO 3 avec de l'eau pure pour produire du H 2 SO 4 n'est pas réalisée en raison du fort échauffement du mélange et de la décomposition inverse du H 2 SO 4, voir ci-dessus) ;

d) synthèse oléum– un mélange de H 2 SO 4 anhydre, d'acide disulfurique H 2 S 2 O 7 et de SO 3 en excès. Le SO 3 dissous garantit l'anhydrité de l'oléum (lorsque l'eau entre, H 2 SO 4 se forme immédiatement), ce qui permet de le transporter en toute sécurité dans des réservoirs en acier.

Sulfate de sodium Na 2 SO 4. Oxosol. Blanc, hygroscopique. Fond et bout sans décomposition. Forme de l'hydrate cristallin (minéral mirabilite), perdre facilement de l'eau; nom technique Sel de Glauber. Il est très soluble dans l’eau et ne s’hydrolyse pas. Réagit avec H 2 SO 4 (conc.), SO 3 . Il est réduit par l'hydrogène et le coke lorsqu'il est chauffé. Entre dans des réactions d’échange d’ions.

Il est utilisé dans la production de peintures sur verre, cellulosiques et minérales, comme médicament. Contenu dans la saumure des lacs salés, en particulier dans la baie de Kara-Bogaz-Gol de la mer Caspienne.

Équations des réactions les plus importantes :

Sulfate acide de potassium KHSO 4. Sel oxo acide. Blanc, hygroscopique, mais ne forme pas d'hydrates cristallins. Lorsqu'il est chauffé, il fond et se décompose. Il est très soluble dans l'eau ; l'anion subit une dissociation en solution ; l'environnement de la solution est fortement acide. Neutralisé par les alcalis.

Il est utilisé comme composant des flux en métallurgie, partie intégrante des engrais minéraux.

Équations des réactions les plus importantes :

2KHSO 4 = K 2 SO 4 + H 2 SO 4 (jusqu'à 240 °C)

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

KHSO 4 (dil.) + KOH (conc.) = 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)

Reçu: traitement du sulfate de potassium par de l'acide sulfurique concentré (à plus de 6O%) à froid :

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

Sulfate de calcium CaSO 4 . Oxosol. Blanc, très hygroscopique, réfractaire, se décompose lorsqu'il est chauffé. Le CaSO 4 naturel est un minéral très courant gypse CaSO 4 2H 2 O. À 130 °C, le gypse perd une partie de son eau et se transforme en gypse brûlé (plâtre) 2CaSO 4 H 2 O (nom technique albâtre). Le gypse complètement déshydraté (200 °C) correspond au minéral anhydrite CaSO4. Légèrement soluble dans l'eau (0,206 g/100 g H 2 O à 20 °C), la solubilité diminue lorsqu'elle est chauffée. Réagit avec H 2 SO 4 (conc.). Restauré par le coke lors de la fusion. Détermine la majeure partie de la dureté « permanente » de l’eau douce (voir 9.2 pour plus de détails).

Équations des réactions les plus importantes : 100–128 °C

Il est utilisé comme matière première dans la production de SO 2, H 2 SO 4 et (NH 4) 2 SO 4, comme flux en métallurgie et comme charge de papier. Un mortier liant à base de gypse brûlé « prend » plus rapidement qu'un mélange à base de Ca(OH) 2 . Le durcissement est assuré par la fixation de l'eau, la formation de gypse sous forme de masse pierreuse. Le gypse brûlé est utilisé pour fabriquer des moulages en plâtre, des formes et produits architecturaux et décoratifs, des dalles et panneaux de séparation et des sols en pierre.

Sulfate d'aluminium-potassium KAl(SO 4) 2. Double sel oxo. Blanc, hygroscopique. Se décompose lorsqu'il est fortement chauffé. Forme un hydrate cristallin - alun de potassium. Modérément soluble dans l'eau, s'hydrolyse avec le cation aluminium. Réagit avec les alcalis, l'ammoniac hydraté.

Il est utilisé comme mordant pour la teinture des tissus, comme agent de tannage du cuir, comme coagulant pour purifier l'eau douce, comme composant de compositions pour l'encollage du papier et comme agent hémostatique externe en médecine et en cosmétologie. Il est formé par la cristallisation conjointe de sulfates d'aluminium et de potassium.

Équations des réactions les plus importantes :

Sulfate de chrome(III) - potassium KCr(SO 4) 2. Double sel oxo. Rouge (hydrate violet foncé, nom technique alun chrome-potassium). Lorsqu'il est chauffé, il se décompose sans fondre. Il est très soluble dans l'eau (la couleur gris-bleu de la solution correspond au complexe aqua 3+), s'hydrolyse au niveau du cation chrome(III). Réagit avec les alcalis, l'ammoniac hydraté. Agent oxydant et réducteur faible. Entre dans des réactions d’échange d’ions.

Réactions qualitatives sur l'ion Cr 3+ – réduction en Cr 2+ ou oxydation en CrO 4 2‑ jaune.

Il est utilisé comme agent de tannage du cuir, mordant pour la teinture des tissus et réactif en photographie. Il est formé par la cristallisation conjointe de sulfates de chrome (III) et de potassium. Équations des réactions les plus importantes :

Sulfate de manganèse (II) MnSO 4 . Oxosol. Blanc, fond et se décompose lorsqu'il est chauffé. Hydrate cristallin MnSO 4 5H 2 O – rouge-rose, nom technique sulfate de manganèse. Il est très soluble dans l'eau ; la couleur rose clair (presque incolore) de la solution correspond à l'aquacomplexe 2+ ; s'hydrolyse au niveau du cation. Réagit avec les alcalis, l'ammoniac hydraté. Agent réducteur faible, réagit avec les agents oxydants typiques (forts).

Réactions qualitatives sur l'ion Mn 2+ – commutation avec l'ion MnO 4 et disparition de la couleur violette de ce dernier, oxydation du Mn 2+ en MnO 4 et apparition d'une couleur violette.

Il est utilisé pour la production de Mn, MnO 2 et d'autres composés de manganèse, comme microfertilisant et réactif analytique.

Équations des réactions les plus importantes :

Reçu:

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

Sulfate de fer (II) FeSO 4 . Oxosol. Blanc (hydrate vert clair, nom technique pierre à encre), hygroscopique. Se décompose lorsqu'il est chauffé. Il est très soluble dans l'eau et est légèrement hydrolysé par le cation. Il est rapidement oxydé en solution par l'oxygène de l'air (la solution jaunit et devient trouble). Réagit avec les acides oxydants, les alcalis et l’hydrate d’ammoniac. Réducteur typique.

Il est utilisé comme composant de peintures minérales, d'électrolytes dans la galvanoplastie, de produit de préservation du bois, de fongicide et de médicament contre l'anémie. En laboratoire, il est souvent pris sous la forme d'un sel double Fe(NH 4) 2 (SO 4) 2 6H 2 O ( le sel de Mohr), plus résistant à l'air.

Équations des réactions les plus importantes :

Reçu:

Fe + H 2 SO 4 (dilué) = FeSO4+H2

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

7.4. Groupe VA non-métaux

Azote. Ammoniac

Azote– élément de la 2ème période et groupe VA du système périodique, numéro d'ordre 7. Formule électronique de l'atome [ 2 He]2s 2 2p 3, états d'oxydation caractéristiques 0, ‑III, +III et +V, moins souvent +II , +IV et etc.; l'état N v est considéré comme relativement stable.

Échelle des états d'oxydation de l'azote :

L'azote a une électronégativité élevée (3,07), troisième après F et O. Il présente des propriétés non métalliques (acides) typiques. Forme divers acides, sels et composés binaires contenant de l'oxygène, ainsi que le cation ammonium NH 4 + et ses sels.

Dans la nature - dix-septième par élément d'abondance chimique (neuvième parmi les non-métaux). Un élément vital pour tous les organismes.

Azote N2. Substance simple. Il est constitué de molécules non polaires avec une liaison σππ N ≡ N très stable, ce qui explique l'inertie chimique de l'azote dans des conditions normales. Gaz incolore, insipide et inodore qui se condense en un liquide incolore (contrairement à l'O2).

Composant principal de l'air : 78,09 % en volume, 75,52 % en masse. L'azote s'évapore de l'air liquide avant l'oxygène O2. Légèrement soluble dans l'eau (15,4 ml/1 l H 2 O à 20°C), la solubilité de l'azote est inférieure à celle de l'oxygène.

A température ambiante, N2 réagit uniquement avec le lithium (en atmosphère humide), formant du nitrure de lithium Li3N. Les nitrures d'autres éléments sont synthétisés sous fort échauffement :

N 2 + 3Mg = Mg 3 N 2 (800 °C)

Lors d'une décharge électrique, le N2 réagit avec le fluor et, dans une très faible mesure, avec l'oxygène :

La réaction réversible pour produire de l'ammoniac se produit à 500 °C, sous une pression allant jusqu'à 350 atm et toujours en présence d'un catalyseur (Fe/F 2 O 3 /FeO, au laboratoire Pt) :

Selon le principe de Le Chatelier, une augmentation du rendement en ammoniac devrait se produire avec une augmentation de la pression et une diminution de la température. Cependant, la vitesse de réaction à basse température est très faible, de sorte que le processus est effectué entre 450 et 500 °C, ce qui permet d'obtenir un rendement en ammoniac de 15 %. Le N 2 et le H 2 n'ayant pas réagi sont renvoyés au réacteur et augmentent ainsi le degré de réaction.

L'azote est chimiquement passif vis-à-vis des acides et des alcalis et n'entretient pas la combustion.

Reçu V industrie– distillation fractionnée de l'air liquide ou élimination de l'oxygène de l'air par des moyens chimiques, par exemple par la réaction 2C (coke) + O 2 = 2CO lorsqu'il est chauffé. Dans ces cas, on obtient de l'azote, qui contient également des impuretés de gaz rares (principalement de l'argon).

DANS laboratoires de petites quantités d'azote chimiquement pur peuvent être obtenues par la réaction de commutation avec chauffage modéré :

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)

Il est utilisé pour la synthèse de l'ammoniac, de l'acide nitrique et d'autres produits contenant de l'azote, comme milieu inerte pour les processus chimiques et métallurgiques et le stockage de substances inflammables.

Ammoniac NH3. Composé binaire, l’état d’oxydation de l’azote est – III. Gaz incolore avec une odeur caractéristique et piquante. La molécule a la structure d'un tétraèdre incomplet [: N(H) 3)] (sp 3 -hybridation). La présence d'une paire d'électrons donneurs sur l'orbitale hybride sp 3 de l'azote dans la molécule NH 3 détermine la réaction caractéristique d'addition d'un cation hydrogène, qui aboutit à la formation d'un cation ammonium NH4+. Il se liquéfie sous surpression à température ambiante. A l'état liquide, il est associé par des liaisons hydrogène. Thermiquement instable. Très soluble dans l'eau (plus de 700 l/1 l H 2 O à 20 °C) ; la proportion dans la solution saturée est = 34% en masse et = 99% en volume, pH = 11,8.

Très réactif, sujet aux réactions d'addition. Cr réagit dans l'oxygène, réagit avec les acides. Il présente des propriétés réductrices (dues au N‑III) et oxydantes (dues à H I). Il est séché uniquement avec de l'oxyde de calcium.

Réactions qualitatives– formation de « fumée » blanche au contact du HCl gazeux, noircissement d'un morceau de papier humidifié avec une solution de Hg 2 (NO 3) 2.

Un produit intermédiaire dans la synthèse du HNO 3 et des sels d'ammonium. Utilisé dans la production de soude, d'engrais azotés, de colorants, d'explosifs ; l'ammoniac liquide est un réfrigérant. Toxique.

Équations des réactions les plus importantes :

Reçu:V laboratoires– déplacement de l'ammoniac des sels d'ammonium lorsqu'il est chauffé avec de la chaux sodée (NaOH + CaO) :

ou faire bouillir une solution aqueuse d'ammoniaque puis sécher le gaz.

DANS industrie l'ammoniac est synthétisé à partir de l'azote (voir) avec de l'hydrogène. Produit par l'industrie soit sous forme liquéfiée, soit sous forme de solution aqueuse concentrée sous le nom technique eau ammoniaquée.

Ammoniac hydraté NH 3 H 2 O. Connexion intermoléculaire. Blanc, dans le réseau cristallin - molécules NH 3 et H 2 O, reliées par une faible liaison hydrogène H 3 N... HON. Présent dans une solution aqueuse d'ammoniac, une base faible (produits de dissociation - NH 4 - cation et OH - anion). Le cation ammonium a une structure tétraédrique régulière (hybridation sp 3). Thermiquement instable, se décompose complètement lorsque la solution est bouillie. Neutralisé par des acides forts. Présente des propriétés réductrices (dues au N III) dans une solution concentrée. Entre dans les réactions d’échange d’ions et de complexation.

Réaction qualitative– formation de « fumée » blanche au contact du HCl gazeux.

Il est utilisé pour créer un environnement légèrement alcalin en solution lors de la précipitation des hydroxydes amphotères.

Une solution d'ammoniaque 1M contient principalement du NH 3 H 2 O hydraté et seulement 0,4 % d'ions NH 4 + et OH - (en raison de la dissociation des hydrates) ; Ainsi, «l'hydroxyde d'ammonium NH 4 OH» ionique n'est pratiquement pas contenu dans la solution et il n'y a pas de tel composé dans l'hydrate solide. Équations des réactions les plus importantes :

NH 3 H 2 O (conc.) = NH 3 + H 2 O (ébullition avec NaOH)

NH 3 H 2 O + HCl (dilué) = NH 4 Cl + H 2 O

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

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

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

4(NH 3 H 2 O) (conc.) + Ag2O= 2OH + 3H2O

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

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

Une solution d'ammoniaque diluée (3 à 10 %) est souvent appelée ammoniac(le nom a été inventé par des alchimistes) et la solution concentrée (18,5-25%) - eau ammoniaquée(produit par l'industrie).

Informations connexes.

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

§8.1. Réactions redox

RECHERCHE EN LABORATOIRE
(continuation)

2. L'ozone est un agent oxydant.

L'ozone est la substance la plus importante pour la nature et l'homme.

L'ozone crée une ozonosphère autour de la Terre à une altitude de 10 à 50 km avec une teneur maximale en ozone à une altitude de 20 à 25 km. Situé dans les couches supérieures de l'atmosphère, l'ozone ne permet pas à la plupart des rayons ultraviolets du soleil, qui ont un effet néfaste sur les humains, les animaux et les plantes, d'atteindre la surface de la Terre. Ces dernières années, des zones de l'ozonosphère avec une teneur en ozone considérablement réduite, appelées trous d'ozone, ont été découvertes. On ne sait pas si des trous dans la couche d’ozone se sont déjà formés. Les raisons de leur apparition ne sont pas non plus claires. On suppose que les fréons contenant du chlore provenant des réfrigérateurs et des pots de parfum, sous l'influence du rayonnement ultraviolet du Soleil, libèrent des atomes de chlore qui réagissent avec l'ozone et réduisent ainsi sa concentration dans les couches supérieures de l'atmosphère. Les scientifiques sont extrêmement préoccupés par le danger que représentent les trous d’ozone dans l’atmosphère.
Dans les couches inférieures de l'atmosphère, l'ozone se forme à la suite d'une série de réactions séquentielles entre l'oxygène atmosphérique et les oxydes d'azote émis par les moteurs des voitures mal réglés et les rejets des lignes électriques à haute tension.
L'ozone est très nocif pour la respiration : il détruit les tissus des bronches et des poumons. L'ozone est extrêmement toxique (plus puissant que le monoxyde de carbone). La concentration maximale admissible dans l'air est de 10 à 5 %.
Ainsi, l’ozone présent dans les couches supérieures et inférieures de l’atmosphère a des effets opposés sur l’homme et le monde animal.
L'ozone oxyde presque tous les métaux à l'exception des métaux du groupe de l'or et du platine.

Les méthodes chimiques de production d'ozone sont inefficaces ou trop dangereuses. Nous vous conseillons donc de vous procurer de l'ozone mélangé à l'air dans un ozoniseur (effet d'une faible décharge électrique sur l'oxygène) disponible dans le laboratoire de physique de l'école.

L'ozone est le plus souvent obtenu en agissant sur l'oxygène gazeux avec une décharge électrique silencieuse (sans lueur ni étincelles), qui se produit entre les parois des récipients internes et externes de l'ozonateur. L'ozoniseur le plus simple peut être facilement fabriqué à partir de tubes de verre munis de bouchons. Vous comprendrez comment procéder à partir de la Fig. 8.4. L'électrode intérieure est une tige métallique (clou long), l'électrode extérieure est une spirale métallique. L'air peut être soufflé avec une pompe à air d'aquarium ou une poire en caoutchouc provenant d'un flacon pulvérisateur. En figue. 8.4 L'électrode interne est située dans un tube de verre ( Pourquoi pensez-vous?), mais vous pouvez assembler un ozoniseur sans cela.

Les bouchons en caoutchouc sont rapidement corrodés par l'ozone.
Il est pratique d'obtenir une haute tension de la bobine d'induction du système d'allumage de la voiture en ouvrant continuellement la connexion à une source basse tension (batterie ou redresseur 12 V).

Le rendement en ozone est de plusieurs pour cent.
L'ozone peut être détecté qualitativement à l'aide d'une solution d'amidon d'iodure de potassium. Une bande de papier filtre peut être trempée dans cette solution, ou la solution peut être ajoutée à de l'eau ozonisée, et de l'air contenant de l'ozone peut passer à travers la solution dans un tube à essai. L'oxygène ne réagit pas avec l'ion iodure.

Équation de réaction :

2I – + O 3 + H 2 O = I 2 + O 2 + 2OH – .
Écrivez les équations des réactions de gain et de perte d’électrons. Apportez une bande de papier filtre imbibée de cette solution à l'ozoniseur.(Pourquoi la solution d’iodure de potassium doit-elle contenir de l’amidon ?) Le peroxyde d'hydrogène interfère avec la détermination de l'ozone à l'aide de cette méthode..
(Pourquoi?)

Calculez la FEM de la réaction à l'aide des potentiels d'électrode :

3. Propriétés réductrices du sulfure d’hydrogène et des ions sulfure.
Le sulfure d'hydrogène est un gaz incolore à l'odeur d'œuf pourri (certaines protéines contiennent du soufre).
Pour mener des expériences avec le sulfure d'hydrogène, vous pouvez utiliser du sulfure d'hydrogène gazeux, en le faisant passer à travers une solution contenant la substance étudiée, ou ajouter de l'eau sulfurée d'hydrogène pré-préparée aux solutions étudiées (c'est plus pratique). De nombreuses réactions peuvent être réalisées avec une solution de sulfure de sodium (réactions avec l'ion sulfure S 2–).

Le sulfure d'hydrogène est généralement produit dans un appareil Kipp en faisant réagir 25 % d'acide sulfurique (dilué 1:4) ou 20 % d'acide chlorhydrique (dilué 1:1) sur du sulfure de fer sous forme de morceaux de 1 à 2 cm. Équation de réaction :

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

De petites quantités de sulfure d'hydrogène peuvent être obtenues en plaçant du sulfure de sodium cristallin dans un flacon bouché à travers lequel sont passés une ampoule à brome avec un robinet et un tube de sortie. Verser lentement 5 à 10 % d'acide chlorhydrique de l'entonnoir (pourquoi pas du soufre ?), le flacon est constamment secoué pour éviter l'accumulation locale d'acide n'ayant pas réagi. Si cela n'est pas fait, un mélange inattendu des composants peut entraîner une réaction violente, l'expulsion du bouchon et la destruction du flacon.
Un flux uniforme de sulfure d'hydrogène est obtenu en chauffant des composés organiques riches en hydrogène, comme la paraffine, avec du soufre (1 partie de paraffine pour 1 partie de soufre, 300°C).
Pour obtenir de l'eau sulfurée d'hydrogène, le sulfure d'hydrogène est passé dans de l'eau distillée (ou bouillie). Environ trois volumes de sulfure d’hydrogène gazeux se dissolvent dans un volume d’eau. Lorsqu'elle reste dans l'air, l'eau sulfurée d'hydrogène devient progressivement trouble. Le peroxyde d'hydrogène interfère avec la détermination de l'ozone à l'aide de cette méthode..
Le sulfure d'hydrogène est un agent réducteur puissant : il réduit les halogènes en halogénures d'hydrogène et l'acide sulfurique en dioxyde de soufre et en soufre.
Le sulfure d'hydrogène est toxique. La concentration maximale admissible dans l'air est de 0,01 mg/l. Même à faible concentration, le sulfure d'hydrogène irrite les yeux et les voies respiratoires et provoque des maux de tête. Des concentrations supérieures à 0,5 mg/l mettent la vie en danger. À des concentrations plus élevées, le système nerveux est affecté. L'inhalation de sulfure d'hydrogène peut provoquer un arrêt cardiaque et respiratoire. Parfois, le sulfure d'hydrogène s'accumule dans les grottes et les puits d'égout, et une personne piégée là-bas perd instantanément connaissance et meurt.
Dans le même temps, les bains d'hydrogène sulfuré ont un effet cicatrisant sur le corps humain.

3a. Réaction du sulfure d'hydrogène avec le peroxyde d'hydrogène.

Étudiez l’effet de la solution de peroxyde d’hydrogène sur l’eau sulfurée d’hydrogène ou la solution de sulfure de sodium.
Sur la base des résultats des expériences, composez des équations de réaction. Calculez la FEM de la réaction et tirez une conclusion sur la possibilité de son passage.

3b. Réaction du sulfure d'hydrogène avec l'acide sulfurique.

Versez goutte à goutte de l'acide sulfurique concentré dans un tube à essai avec 2 à 3 ml d'eau sulfurée d'hydrogène (ou une solution de sulfure de sodium). (soigneusement!) jusqu'à ce que la turbidité apparaisse. Quelle est cette substance ? Quels autres produits pourraient être produits dans cette réaction ?
Écrivez les équations de réaction. Calculez la FEM de la réaction à l'aide des potentiels d'électrode :

4. Dioxyde de soufre et ion sulfite.

Le dioxyde de soufre, dioxyde de soufre, est le polluant atmosphérique le plus important émis par les moteurs d'automobiles lors de l'utilisation d'essence mal purifiée et par les fours dans lesquels sont brûlés du charbon, de la tourbe ou du fioul contenant du soufre.
Chaque année, des millions de tonnes de dioxyde de soufre sont rejetées dans l’atmosphère en raison de la combustion du charbon et du pétrole.
Le dioxyde de soufre est présent naturellement dans les gaz volcaniques. Le dioxyde de soufre est oxydé par l'oxygène atmosphérique en trioxyde de soufre qui, en absorbant l'eau (vapeur), se transforme en acide sulfurique. Les pluies acides détruisent les parties en ciment des bâtiments, les monuments architecturaux et les sculptures taillées dans la pierre. Les pluies acides ralentissent la croissance des plantes, voire entraînent leur mort, et tuent les organismes vivants dans les plans d'eau. De telles pluies éliminent les engrais phosphorés, peu solubles dans l'eau, des terres arables, qui, lorsqu'ils sont rejetés dans les plans d'eau, entraînent une prolifération rapide d'algues et un envahissement rapide des étangs et des rivières.

Le dioxyde de soufre est un gaz incolore à l'odeur âcre. Le dioxyde de soufre doit être obtenu et travaillé sous pression. Le dioxyde de soufre peut être obtenu en plaçant 5 à 10 g de sulfite de sodium dans un flacon fermé par un bouchon muni d'un tube de sortie et d'un entonnoir compte-gouttes. À partir d'une ampoule à brome avec 10 ml d'acide sulfurique concentré
(extrême prudence !)
versez-le goutte à goutte sur les cristaux de sulfite de sodium. Au lieu du sulfite de sodium cristallin, vous pouvez utiliser sa solution saturée.
Le dioxyde de soufre est toxique. En cas d'intoxication légère, une toux commence, un nez qui coule, des larmes apparaissent et des vertiges commencent. L'augmentation de la dose entraîne un arrêt respiratoire.

4a. Interaction de l'acide sulfureux avec le peroxyde d'hydrogène.

Prédire les produits de réaction de l’acide sulfureux et du peroxyde d’hydrogène. Testez votre hypothèse avec l’expérience.
Ajoutez la même quantité de solution de peroxyde d’hydrogène à 3 % à 2 à 3 ml d’acide sulfureux. Comment prouver la formation des produits de réaction attendus ?
Répétez la même expérience avec des solutions acidifiées et alcalines de sulfite de sodium.
Écrivez les équations de réaction et calculez la force électromotrice du processus.
Sélectionnez les potentiels d'électrode dont vous avez besoin :

4b. Réaction entre le dioxyde de soufre et le sulfure d'hydrogène.

Cette réaction a lieu entre le SO 2 gazeux et le H 2 S et sert à produire du soufre. La réaction est également intéressante car les deux polluants atmosphériques se détruisent mutuellement.
Cette réaction a-t-elle lieu entre des solutions de sulfure d'hydrogène et de dioxyde de soufre ? Répondez à cette question avec expérience.

Sélectionnez les potentiels des électrodes pour déterminer si une réaction peut se produire en solution :

Essayez d'effectuer un calcul thermodynamique de la possibilité de réactions.

Les caractéristiques thermodynamiques des substances permettant de déterminer la possibilité d'une réaction entre substances gazeuses sont les suivantes :

Dans quel état de substances - gazeux ou en solution - les réactions sont-elles les plus préférables ?
3, 4, 7, 10, 11, 21/2007;
2, 7, 11, 18, 19, 21/2008;
1, 3, 10/2009

Professeur de chimie

Continuation. Voir dans le n° 22/2005 ;

1, 2, 3, 5, 6, 8, 9, 11, 13, 15, 16, 18, 22/2006 ;

LEÇON 30

10e année (première année d'études)

Soufre et ses composés

1. Position dans le tableau de D.I. Mendeleïev, structure de l'atome.

2. Origine du nom.

3. Propriétés physiques.

4. Propriétés chimiques.

5. Être dans la nature. 6. Méthodes de base d'obtention. 2 26. Méthodes de base d'obtention. 2 7. Les composés soufrés les plus importants (sulfure d'hydrogène, acide sulfurique et ses sels ; dioxyde de soufre, acide sulfureux et ses sels ; trioxyde de soufre, acide sulfurique et ses sels). 6 36. Méthodes de base d'obtention. 2 7. Les composés soufrés les plus importants (sulfure d'hydrogène, acide sulfurique et ses sels ; dioxyde de soufre, acide sulfureux et ses sels ; trioxyde de soufre, acide sulfurique et ses sels). Dans le tableau périodique, le soufre appartient au sous-groupe principal du groupe VI (sous-groupe chalcogène). Formule électronique du soufre 1 s p

4, ceci 6. Méthodes de base d'obtention. 2 26. Méthodes de base d'obtention. 2 27. Les composés soufrés les plus importants (sulfure d'hydrogène, acide sulfurique et ses sels ; dioxyde de soufre, acide sulfureux et ses sels ; trioxyde de soufre, acide sulfurique et ses sels). 6 36. Méthodes de base d'obtention. 2 37. Les composés soufrés les plus importants (sulfure d'hydrogène, acide sulfurique et ses sels ; dioxyde de soufre, acide sulfureux et ses sels ; trioxyde de soufre, acide sulfurique et ses sels). 4 3R.-élément. Selon son état, le soufre peut présenter une valence II, IV ou VI :

S : 1 6. Méthodes de base d'obtention. 2 26. Méthodes de base d'obtention. 2 27. Les composés soufrés les plus importants (sulfure d'hydrogène, acide sulfurique et ses sels ; dioxyde de soufre, acide sulfureux et ses sels ; trioxyde de soufre, acide sulfurique et ses sels). 6 36. Méthodes de base d'obtention. 2 37. Les composés soufrés les plus importants (sulfure d'hydrogène, acide sulfurique et ses sels ; dioxyde de soufre, acide sulfureux et ses sels ; trioxyde de soufre, acide sulfurique et ses sels). 3 3R. d

0 (valence II), 6. Méthodes de base d'obtention. 2 26. Méthodes de base d'obtention. 2 27. Les composés soufrés les plus importants (sulfure d'hydrogène, acide sulfurique et ses sels ; dioxyde de soufre, acide sulfureux et ses sels ; trioxyde de soufre, acide sulfurique et ses sels). 6 36. Méthodes de base d'obtention. 1 37. Les composés soufrés les plus importants (sulfure d'hydrogène, acide sulfurique et ses sels ; dioxyde de soufre, acide sulfureux et ses sels ; trioxyde de soufre, acide sulfurique et ses sels). 3 3R. S* : 1

Les états d'oxydation caractéristiques du soufre sont –2, +2, +4, +6 (dans les disulfures contenant une liaison –S – S– pontée (par exemple, FeS 2), l'état d'oxydation du soufre est –1) ; dans les composés, il fait partie des anions, avec plus d'éléments électronégatifs – une partie des cations, par exemple :

Soufre – un élément à haute électronégativité, présente des propriétés non métalliques (acides). Il contient quatre isotopes stables de numéros de masse 32, 33, 34 et 36. Le soufre naturel est composé à 95 % de l'isotope 32 S.

Le nom russe du soufre vient du mot sanscrit cira– jaune clair, couleur du soufre naturel. Nom latin soufre traduit par « poudre inflammable ». 1

STRUCTURES PHYSIQUES

Le soufre forme trois modifications allotropiques: rhombique(-soufre), monoclinique(-soufre) et Plastique, ou caoutchouteux. Le soufre orthorhombique est plus stable dans des conditions normales et le soufre monoclinique est stable au-dessus de 95,5 °C. Ces deux modifications allotropiques ont un réseau cristallin moléculaire construit à partir de molécules de composition S 8 situées dans l'espace en forme de couronne ; les atomes sont reliés par des liaisons covalentes simples. La différence entre le soufre rhombique et monoclinique réside dans le fait que dans le réseau cristallin, les molécules sont emballées différemment.

Si le soufre rhombique ou monoclinique est chauffé jusqu'à son point d'ébullition (444,6 °C) et que le liquide obtenu est versé dans de l'eau froide, il se forme du soufre plastique, dont les propriétés ressemblent à celles du caoutchouc. Le soufre plastique est constitué de longues chaînes en zigzag. Cette modification allotropique est instable et se transforme spontanément en l'une des formes cristallines.

Le soufre rhombique est un solide cristallin jaune ; ne se dissout pas dans l'eau (et n'est pas mouillé), mais est très soluble dans de nombreux solvants organiques (disulfure de carbone, benzène, etc.). Le soufre a une très mauvaise conductivité électrique et thermique. Le point de fusion du soufre orthorhombique est de +112,8 °C ; à une température de 95,5 °C, le soufre orthorhombique devient monoclinique :

Propriétés chimiques

En termes de propriétés chimiques, le soufre est un non-métal actif typique. Dans les réactions, il peut être à la fois un agent oxydant et un agent réducteur.

Métaux (+) :

2Na + S = Na 2 S,

2Al + 3SAl2S3,

Non-métaux (+/–)* :

2P + 3S P2S3 ,

S + Cl 2 = SCl 2,

S + 3F 2 = SF 6,

La réaction S + N 2 ne se produit pas.

H 2 O (–). le soufre n'est pas mouillé par l'eau.

Oxydes basiques (–).

Oxydes acides (–).

Bases (+/–) :

La réaction S + Cu(OH) 2 ne se produit pas.

Acides (pas d'agents oxydants) (–).

Acides oxydants (+) :

S + 2H 2 SO 4 (conc.) = 3SO 2 + 2H 2 O,

S + 2HNO 3 (dilué) = H 2 SO 4 + 2NO,

S + 6HNO 3 (conc.) = H 2 SO 4 + 6NO 2 + 2H 2 O.

Dans la nature, le soufre se présente aussi bien à l'état natif que sous forme de composés dont les plus importants sont la pyrite, également appelée pyrite de fer ou de soufre (FeS 2), la blende de zinc (ZnS), le lustre de plomb (PbS), le gypse. (CaSO 4 2H 2 O), sel de Glauber (Na 2 SO 4 10H 2 O), sel amer (MgSO 4 7H 2 O). De plus, le soufre fait partie du charbon, du pétrole ainsi que de divers organismes vivants (dans le cadre des acides aminés). Dans le corps humain, le soufre est concentré dans les cheveux.

Dans des conditions de laboratoire, le soufre peut être obtenu par réactions redox (ORR), par exemple :

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

2H 2 S + O 2 2S + 2H 2 O.

COMPOSÉS SOUFRÉS IMPORTANTS

Sulfure d'hydrogène (H 2 S) est un gaz incolore avec une odeur suffocante et désagréable d'œufs pourris, toxique (se combine avec l'hémoglobine dans le sang pour former du sulfure de fer). Plus lourd que l'air, légèrement soluble dans l'eau (2,5 volumes d'hydrogène sulfuré dans 1 volume d'eau). Les liaisons dans la molécule sont polaires covalentes, sp 3-hybridation, la molécule a une structure angulaire :

Chimiquement, le sulfure d’hydrogène est très actif. Il est thermiquement instable ; brûle facilement dans une atmosphère d'oxygène ou dans l'air ; facilement oxydé par les halogènes, le dioxyde de soufre ou le chlorure de fer (III); lorsqu'il est chauffé, il interagit avec certains métaux et leurs oxydes, formant des sulfures :

2H 2 S + O 2 2S + 2H 2 O,

2H 2 S + 3O 2 2SO 2 + 2H 2 O,

H 2 S + Br 2 = 2HBr + S,

2H 2 S + SO 2 3S + 2H 2 O,

2FeCl 3 + H 2 S = 2FeCl 2 + S + 2HCl,

H 2 S + Zn ZnS + H 2 ,

H 2 S + CaO CaS + H 2 O.

En laboratoire, le sulfure d'hydrogène est obtenu en traitant des sulfures de fer ou de zinc avec des acides minéraux forts ou par hydrolyse irréversible du sulfure d'aluminium :

ZnS + 2HCl = ZnCl 2 + H 2 S,

Al 2 SO 3 + 6HOH 2Al(OH) 3 + 3H 2 S.

Solution de sulfure d’hydrogène dans l’eau – eau sulfurée d'hydrogène, ou acide sulfure . Un électrolyte faible ne se dissocie pratiquement pas dans la deuxième étape. Comment un acide dibasique forme deux types de sels -:

sulfures et hydrosulfures

par exemple, Na 2 S – sulfure de sodium, NaHS – hydrosulfure de sodium.

L'acide sulfure d'hydrogène présente toutes les propriétés générales des acides. De plus, le sulfure d'hydrogène, l'acide sulfurique et ses sels présentent une forte capacité réductrice.

Par exemple:

H 2 S + Zn = ZnS + H 2, est une interaction avec des sels de plomb solubles ; Dans ce cas, un précipité noir de sulfure de plomb précipite :

Pb 2+ + S 2– -> PbS,

Pb(NO 3) 2 + Na 2 S = PbS + 2NaNO 3.

Oxyde de soufre (IV) AINSI 2 – dioxyde de soufre, dioxyde de soufre - un gaz incolore à odeur âcre, toxique. Oxyde acide. Les liaisons dans la molécule sont polaires covalentes, sp 2-hybridation. Plus lourd que l'air, très soluble dans l'eau (dans un volume d'eau - jusqu'à 80 volumes de SO 2), se forme lorsqu'il est dissous acide sulfureux

, existant uniquement en solution :

H 2 O + SO 2 H 2 SO 3 .

En termes de propriétés acido-basiques, le dioxyde de soufre présente les propriétés d'un oxyde d'acide typique ; l'acide sulfureux présente également toutes les propriétés typiques des acides :

SO 2 + CaO CaSO 3,

H 2 SO 3 + Zn = ZnSO 3 + H 2,

H 2 SO 3 + CaO = CaSO 3 + H 2 O.

En termes de propriétés rédox, le dioxyde de soufre, l'acide sulfureux et les sulfites peuvent présenter une dualité rédox (avec une prédominance de propriétés réductrices). Avec des agents réducteurs plus puissants, les composés soufrés (IV) se comportent comme des agents oxydants :

Avec des agents oxydants plus forts, ils présentent des propriétés réductrices : DANS industrie

le dioxyde de soufre est obtenu :

Lors de la combustion du soufre :

Grillage de pyrite et autres sulfures :

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

2ZnS + 3O 2 2ZnO + 2SO 2 . À méthodes de laboratoire

les reçus comprennent :

L'effet des acides forts sur les sulfites :

Na 2 SO 3 + 2HCl = 2NaCl + SO 2 + H 2 O ;

Interaction de l'acide sulfurique concentré avec les métaux lourds :

Cu + 2H 2 SO 4 (conc.) = CuSO 4 + SO 2 + 2H 2 O. Réactions qualitatives à l'ion sulfite

– décoloration de « l’eau iodée » ou action d’acides minéraux forts :

Na 2 SO 3 + I 2 + 2NaOH = 2NaI + Na 2 SO 4 + H 2 O,

Ca 2 SO 3 + 2HCl = CaCl 2 + H 2 O + SO 2. Oxyde de soufre (VI) SỐ 3 - trioxyde de soufre ou anhydride sulfurique sp, est un liquide incolore qui, à des températures inférieures à 17°C, se transforme en une masse cristalline blanche. Toxique. Existe sous forme de polymères (les molécules monomères n'existent qu'en phase gazeuse), les liaisons dans la molécule sont polaires covalentes, 2-hybridation. Hygroscopique, thermiquement instable. Réagit avec l'eau avec un fort effet exo. Réagit avec l'acide sulfurique anhydre pour former

oléum .,

Formé par l'oxydation du dioxyde de soufre : Formé par l'oxydation du dioxyde de soufre : SO 3 + H 2 O = H 2 SO 4 +

Q

n

SỐ 3.

En termes de propriétés rédox, il agit comme un agent oxydant puissant, généralement réduit en SO 2 ou en sulfites :

Sous sa forme pure, il n'a aucune valeur pratique ; c'est un produit intermédiaire dans la production d'acide sulfurique.

Acide sulfurique – liquide huileux lourd sans couleur ni odeur. Très soluble dans l'eau (avec un grand effet exo). Hygroscopique, toxique, provoque de graves brûlures cutanées. Est un électrolyte puissant. L'acide sulfurique forme deux types de sels : Et sulfates hydrosulfates

, qui présentent toutes les propriétés générales des sels.

Les sulfates de métaux actifs sont thermiquement stables et les sulfates d'autres métaux se décomposent même avec un léger chauffage :

Na 2 SO 4 ne se décompose pas,

ZnSO 4 ZnO + SO 3,

4FeSO 4 2Fe 2 O 3 + 4SO 2 + O 2,

Ag 2 SO 4 2Ag + SO 2 + O 2,

HgSO 4 Hg + SO 2 + O 2. Une solution avec une fraction massique d'acide sulfurique inférieure à 70 % est généralement considérée comme diluée ; au-dessus de 70 % – concentré ; une solution de SO 3 dans l'acide sulfurique anhydre est appelée oléum (la concentration de trioxyde de soufre dans l'oléum peut atteindre 65 %).

Dilué

l'acide sulfurique présente toutes les propriétés caractéristiques des acides forts :

H 2 SO 4 2H + + SO 4 2– ,

H 2 SO 4 + Zn = ZnSO 4 + H 2,

La réaction H 2 SO 4 (dilué) + Cu ne se produit pas,

H 2 SO 4 + CaO = CaSO 4 + H 2 O, CaCO 3 + H 2 SO 4 = CaSO 4 + H 2 O + CO 2.

Concentré

l'acide sulfurique est un agent oxydant puissant, surtout lorsqu'il est chauffé.

Il oxyde de nombreux métaux, non-métaux et certaines substances organiques. Les métaux du groupe du fer, de l'or et du platine ne s'oxydent pas sous l'influence de l'acide sulfurique concentré (cependant, le fer se dissout bien lorsqu'il est chauffé dans de l'acide sulfurique moyennement concentré avec une fraction massique de 70 %). Lorsque l'acide sulfurique concentré réagit avec d'autres métaux, des sulfates et des produits de réduction de l'acide sulfurique se forment.

2H 2 SO 4 (conc.) + Cu = CuSO 4 + SO 2 + 2H 2 O,

5H 2 SO 4 (conc.) + 8Na = 4Na 2 SO 4 + H 2 S + 4H 2 O,

H 2 SO 4 (conc.) passive Fe, Al.

Lors de l'interaction avec des non-métaux, l'acide sulfurique concentré est réduit en SO 2 : 5H 2 SO 4 (conc.) + 2P = 2H 3 PO 4 + 5SO 2 + 2H 2 O, 2H 2 SO 4 (conc.) + C = 2H 2 O + CO 2 + 2SO 2.

Mode de réception par contact

acide sulfurique

se compose de trois étapes :

1) cuisson de pyrite :

oléum .,

Formé par l'oxydation du dioxyde de soufre : 4FeS 2 + 11O 2 2Fe 2 O 3 + 8SO 2 ; Formé par l'oxydation du dioxyde de soufre : SO 3 + H 2 O = H 2 SO 4 +

Réaction qualitative à l'ion sulfate– interaction avec le cation baryum, entraînant la précipitation d'un précipité blanc, BaSO 4 .

Ba 2+ + SO 4 2– -> BaSO 4,

BaCl 2 + Na 2 SO 4 = BaSO 4 + 2NaCl.

Test sur le thème « Soufre et ses composés »

1. Le soufre et l'oxygène sont :

a) bons conducteurs de l'électricité ;

b) appartiennent au sous-groupe des chalcogènes ;

c) hautement soluble dans l'eau ;

d) avoir des modifications allotropiques.

2. À la suite de la réaction de l'acide sulfurique avec le cuivre, vous pouvez obtenir :

a) de l'hydrogène ; b) du soufre ;

c) dioxyde de soufre ; d) sulfure d'hydrogène.

3. Le sulfure d'hydrogène est :

a) gaz toxique ;

b) agent oxydant puissant ;

c) agent réducteur typique ;

d) l'un des allotropes du soufre.

4. La fraction massique (en %) d'oxygène dans l'anhydride sulfurique est égale à :

a) 50 ; b) 60 ; c) 40 ; d) 94.

5. L'oxyde de soufre (IV) est un anhydride :

a) acide sulfurique ;

b) acide sulfureux ;

c) acide sulfure d'hydrogène ;

d) acide thiosulfurique.

6. De quel pourcentage la masse d'hydrosulfite de potassium diminuera-t-elle après calcination ?

c) l'hydrosulfite de potassium est thermiquement stable ;

7. Vous pouvez déplacer l'équilibre vers la réaction directe d'oxydation du dioxyde de soufre en anhydride sulfurique :

a) en utilisant un catalyseur ;

b) pression croissante ;

c) réduire la pression ;

d) réduire la concentration d'oxyde de soufre (VI).

8. Lors de la préparation d'une solution d'acide sulfurique, vous devez :

a) verser de l'acide dans l'eau ;

b) verser de l'eau dans l'acide ;

c) l'ordre de perfusion n'a pas d'importance ;

d) l'acide sulfurique ne se dissout pas dans l'eau.

9. Quelle masse (en g) de sulfate de sodium décahydraté faut-il ajouter à 100 ml de solution de sulfate de sodium à 8 % (densité 1,07 g/ml) pour doubler la fraction massique de sel dans la solution ?

une) 100 ; b) 1,07 ; c) 30,5 ; d) 22.4.

10. Pour déterminer l'ion sulfite en analyse qualitative, vous pouvez utiliser :

a) cations de plomb ;

b) « eau iodée » ;

c) solution de permanganate de potassium ;

d) acides minéraux forts.

Clé du test

Tâches et exercices sur le soufre et ses composés

Chaîne de transformation

1. Soufre -> sulfure de fer (II) -> sulfure d'hydrogène -> dioxyde de soufre -> trioxyde de soufre > acide sulfurique > oxyde de soufre (IV).

3. Acide sulfurique -> dioxyde de soufre -> soufre -> dioxyde de soufre -> trioxyde de soufre -> acide sulfurique.

4. Dioxyde de soufre -> sulfite de sodium -> hydrosulfite de sodium -> sulfite de sodium -> sulfate de sodium.

5. Pyrite -> dioxyde de soufre -> anhydride sulfurique -> acide sulfurique -> oxyde de soufre (IV) -> sulfite de potassium -> anhydride sulfureux.

6. Pyrite > dioxyde de soufre -> sulfite de sodium -> sulfate de sodium -> sulfate de baryum -> sulfure de baryum.

7. Sulfure de sodium -> A -> B -> C -> D -> sulfate de baryum (toutes les substances contiennent du soufre ; les première, deuxième et quatrième réactions sont ORR).

1. 6,5 litres d'hydrogène sulfuré ont été passés dans une solution contenant 5 g de soude.

Déterminez la composition de la solution obtenue. Répondre.

2. 7 g NaHS, 5,61 g H2S.

Déterminez la composition de la solution obtenue. Quelle masse de sel de Glauber faut-il ajouter à 100 ml d'une solution de sulfate de sodium à 8 % (la densité de la solution est de 1,07 g/ml) pour doubler la fraction massique de la substance dans la solution ?

3. 30,5 g Na 2 SO 4 10H 2 O.

Déterminez la composition de la solution obtenue. A 40 g d'une solution d'acide sulfurique à 12 %, on ajoute 4 g d'anhydride sulfurique. Calculez la fraction massique de la substance dans la solution résultante.

4. 22%H2SO4.

Déterminez la composition de la solution obtenue. Un mélange de sulfure de fer (II) et de pyrite, pesant 20,8 g, a été soumis à une cuisson prolongée, entraînant la formation de 6,72 litres de produit gazeux (o.s.).

5. Déterminer la masse du résidu solide formé lors de la cuisson.

Déterminez la composition de la solution obtenue. 16 g Fe2O3.

6. Il existe un mélange d'oxyde de cuivre, de carbone et de fer (III) avec un rapport molaire de composants de 4:2:1 (dans l'ordre indiqué). Quel volume d'acide sulfurique à 96 % (densité 1,84 g/ml) est nécessaire pour dissoudre complètement 2,2 g d'un tel mélange lorsqu'il est chauffé ?

4,16 ml de solution H 2 SO 4. Pour oxyder 3,12 g d'hydrosulfite alcalin, il a fallu ajouter 50 ml d'une solution dans laquelle les concentrations molaires en bichromate de sodium et en acide sulfurique sont respectivement de 0,2 mol/l et 0,5 mol/l. Déterminez la composition et la masse du résidu qui sera obtenu lorsque la solution sera évaporée après la réaction.

. 7,47 g de mélange de sulfates de chrome (3,92 g) et de sodium (3,55 g).

1. Niveau B

(problèmes sur l'oléum)

Quelle masse de trioxyde de soufre faut-il dissoudre dans 100 g d'une solution d'acide sulfurique à 91 % pour obtenir de l'oléum à 30 % ?

Solution Selon le problème :

Solution m

(H 2 SO 4) = 100 0,91 = 91 g,

(H 2 O) = 100 0,09 = 9 g, Solution(H 2 O) = 9/18 = 0,5 mol.

Une partie du SO3 ajouté (

1) réagira avec H 2 O :

H 2 O + SO 3 = H 2 SO 4.

Solution D'après l'équation de réaction :

(SO 3) = (H 2 O) = 0,5 mol. Solution 1 (SO 3) = 0,5 · 80 = 40 g.

Solution Deuxième partie SO 3 (

2) sera utilisé pour créer une concentration d’oléum. Exprimons la fraction massique d'oléum :

Solution 2 (SO 3) = 60 g. Solution Masse totale de trioxyde de soufre : Solution(SO 3) =

4,16 ml de solution H 2 SO 4. 1 (SO 3) +

2. 2 (SO 3) = 40 + 60 = 100 g.

4,16 ml de solution H 2 SO 4.. 100 g SO 3.

3. Quelle masse de pyrite faut-il prélever pour obtenir une quantité d'oxyde de soufre (VI) telle qu'en le dissolvant dans 54,95 ml d'une solution d'acide sulfurique à 91 % (densité égale à 1,82 g/cm 3 ), on obtienne 12,5 % d'oléum ? Le rendement en anhydride sulfurique est estimé à 75 %.

4,16 ml de solution H 2 SO 4.. 60 g FeS2.

4. En ajoutant de l'oxyde de soufre (VI) à 300 g d'une solution d'acide sulfurique à 82 %, on obtient un oléum avec une fraction massique de trioxyde de soufre de 10 %. Trouver la masse d'anhydride sulfurique utilisée.

4,16 ml de solution H 2 SO 4.. 300 g de SO3.

5. En ajoutant 400 g de trioxyde de soufre à 720 g d'une solution aqueuse d'acide sulfurique, on a obtenu un oléum avec une fraction massique de 7,14 %. Trouvez la fraction massique d’acide sulfurique dans la solution originale.

4,16 ml de solution H 2 SO 4.. 90 % H2SO4.

6. Trouvez la masse d'une solution d'acide sulfurique à 64 % si l'ajout de 100 g de trioxyde de soufre à cette solution produit un oléum contenant 20 % de trioxyde de soufre.

4,16 ml de solution H 2 SO 4.. 44,4 g de solution H 2 SO 4.

7. Quelles masses de trioxyde de soufre et de solution d'acide sulfurique à 91 % faut-il mélanger pour obtenir 1 kg d'oléum à 20 % ?

4,16 ml de solution H 2 SO 4.. Solution 428,6 g SO 3 et 571,4 g H 2 SO 4.

8. A 400 g d'oléum contenant 20 % de trioxyde de soufre, 100 g d'une solution d'acide sulfurique à 91 % ont été ajoutés.

4,16 ml de solution H 2 SO 4. Trouvez la fraction massique d'acide sulfurique dans la solution résultante.

9. . 92% H 2 SO 4 dans l'oléum.

4,16 ml de solution H 2 SO 4. Trouver la fraction massique d'acide sulfurique dans la solution obtenue en mélangeant 200 g d'oléum à 20 % et 200 g de solution d'acide sulfurique à 10 %.

10. . 57,25%H2SO4.

4,16 ml de solution H 2 SO 4. Quelle masse de solution d'acide sulfurique à 50 % faut-il ajouter à 400 g d'oléum à 10 % pour obtenir une solution d'acide sulfurique à 80 % ?

4,16 ml de solution H 2 SO 4.. 296,67 g de solution à 50 % H 2 SO 4.

. 114,83 g d'oléum.

1. TÂCHES QUALITATIVES

4,16 ml de solution H 2 SO 4. Le gaz incolore A à forte odeur caractéristique est oxydé par l'oxygène en présence d'un catalyseur en composé B, qui est un liquide volatil. La substance B, combinée à la chaux vive, forme le sel C. Identifiez les substances, écrivez les équations de réaction.

2. . Substances : A – SO 2, B – SO 3, C – CaSO 4.

4,16 ml de solution H 2 SO 4. Lorsqu'une solution de sel A est chauffée, un précipité B se forme. Le même précipité se forme lorsqu'un alcali agit sur une solution de sel A. Lorsqu'un acide agit sur le sel A, du gaz C est libéré, ce qui décolore la solution de permanganate de potassium. . Identifier les substances, écrire des équations de réaction.

3. . Substances : A – Ca(HSO 3) 2, B – CaSO 3, C – SO 2.

4,16 ml de solution H 2 SO 4. Lorsque le gaz A est oxydé avec de l'acide sulfurique concentré, une substance simple B, une substance complexe C et de l'eau se forment. Les solutions des substances A et C réagissent entre elles pour former un précipité de la substance B. Identifiez les substances, écrivez les équations de réaction.

4. . Substances : A – H 2 S, B – S, C – SO 2.

4,16 ml de solution H 2 SO 4. Dans la réaction de combinaison de deux oxydes A et B, liquides aux températures ordinaires, il se forme une substance C dont une solution concentrée carbonise le saccharose. Identifier les substances, écrire des équations de réaction.

5. A votre disposition sont du sulfure de fer(II), du sulfure d'aluminium et des solutions aqueuses d'hydroxyde de baryum et de chlorure d'hydrogène. Obtenez sept sels différents à partir de ces substances (sans utiliser l'ORR).

4,16 ml de solution H 2 SO 4.. Sels : AlCl 3, BaS, FeCl 2, BaCl 2, Ba(OH)Cl, Al(OH)Cl 2, Al(OH) 2 Cl.

6. Lorsque l'acide sulfurique concentré agit sur les bromures, du dioxyde de soufre est libéré et sur les iodures, du sulfure d'hydrogène est libéré. Écrivez les équations de réaction. Expliquez la différence dans la nature des produits dans ces cas.

4,16 ml de solution H 2 SO 4.. Équations de réaction :

2H 2 SO 4 (conc.) + 2NaBr = SO 2 + Br 2 + Na 2 SO 4 + 2H 2 O,

5H 2 SO 4 (conc.) + 8NaI = H 2 S + 4I 2 + 4Na 2 SO 4 + 4H 2 O.

1 Voir : Lidin R.A."Manuel de chimie générale et inorganique". M. : Éducation, 1997.

* Le signe +/– signifie que cette réaction ne se produit pas avec tous les réactifs ou dans des conditions spécifiques.

À suivre