Squfuri është i përhapur në koren e tokës dhe renditet i gjashtëmbëdhjetë ndër elementët e tjerë. Gjendet si në gjendje të lirë ashtu edhe në formë të lidhur. Vetitë jometalike janë karakteristike për këtë element kimik. Emri i tij latin është "Sulfur", i shënuar me simbolin S. Elementi është pjesë e përbërjeve të ndryshme jonike që përmbajnë oksigjen dhe/ose hidrogjen, formon shumë substanca që i përkasin klasave të acideve, kripërave dhe disa oksideve, secila prej të cilave mund të quhet oksid squfuri me simbolet shtesë që tregojnë valencën. Oksidimi shprehet që ai shfaq në komponime të ndryshme janë +6, +4, +2, 0, -1, -2. Njihen oksidet e squfurit me shkallë të ndryshme oksidimi. Më të zakonshmet janë dioksidi i squfurit dhe trioksidi i squfurit. Më pak të njohura janë monoksidi i squfurit, si dhe oksidet më të larta (përveç SO3) dhe më të ulëta të këtij elementi.
Monoksidi i squfurit
Një përbërës inorganik i quajtur oksid squfuri II, SO, është një gaz pa ngjyrë në pamje. Me kontakt me ujin, ai nuk tretet, por reagon me të. Ky është një përbërës shumë i rrallë që gjendet vetëm në një mjedis me gaz të rrallë. Molekula e SO është termodinamikisht e paqëndrueshme dhe fillimisht shndërrohet në S2O2 (i quajtur gaz disulfurik ose peroksid squfuri). Për shkak të shfaqjes së rrallë të monoksidit të squfurit në atmosferën tonë dhe qëndrueshmërisë së ulët të molekulës, është e vështirë të përcaktohen plotësisht rreziqet e kësaj substance. Por në formë të kondensuar ose më të koncentruar, oksidi kthehet në peroksid, i cili është relativisht toksik dhe kaustik. Ky përbërës është gjithashtu shumë i ndezshëm (që të kujton metanin në këtë veti, ai prodhon dioksid squfuri, një gaz helmues); Oksidi i squfurit 2 u zbulua pranë Io (një nga atmosferat e Venusit dhe mediumi ndëryjor. Në Io besohet se prodhohet nga proceset vullkanike dhe fotokimike. Reaksionet kryesore fotokimike janë si më poshtë: O + S2 → S + SO dhe SO2 → SO + O.
Dioksidi i squfurit
Oksidi i squfurit IV, ose dioksidi i squfurit (SO2), është një gaz i pangjyrë me një erë mbytëse dhe të athët. Në një temperaturë prej minus 10 C kthehet në gjendje të lëngshme, dhe në një temperaturë prej minus 73 C ngurtësohet. Në 20C, rreth 40 vëllime SO2 treten në 1 litër ujë.
Ky oksid squfuri, duke u tretur në ujë, formon acid squfuri, pasi është anhidridi i tij: SO2 + H2O ↔ H2SO3.
Ai ndërvepron me bazat dhe 2NaOH + SO2 → Na2SO3 + H2O dhe SO2 + CaO → CaSO3.
Dioksidi i squfurit karakterizohet nga vetitë e një agjenti oksidues dhe një agjenti reduktues. Ai oksidohet nga oksigjeni atmosferik në anhidrid sulfurik në prani të një katalizatori: SO2 + O2 → 2SO3. Me agjentë të fortë reduktues si sulfuri i hidrogjenit, ai luan rolin e një agjenti oksidues: H2S + SO2 → S + H2O.
Dioksidi i squfurit përdoret në industri kryesisht për të prodhuar acid sulfurik. Dioksidi i squfurit prodhohet nga djegia e squfurit ose piriteve të hekurit: 11O2 + 4FeS2 → 2Fe2O3 + 8SO2.
Anhidridi squfurik
Oksidi i squfurit VI, ose trioksidi i squfurit (SO3) është një produkt i ndërmjetëm dhe nuk ka asnjë rëndësi të pavarur. Në pamje është një lëng pa ngjyrë. Vlon në temperaturën 45 C dhe nën 17 C kthehet në një masë kristalore të bardhë. Ky squfur (me gjendje oksidimi të atomit të squfurit + 6) është jashtëzakonisht higroskopik. Me ujë formon acid sulfurik: SO3 + H2O ↔ H2SO4. Kur tretet në ujë, lëshon një sasi të madhe nxehtësie dhe, nëse një sasi e madhe oksidi shtohet jo gradualisht, por menjëherë, mund të ndodhë një shpërthim. Trioksidi i squfurit shpërndahet mirë në acidin sulfurik të koncentruar për të formuar oleum. Përmbajtja e SO3 në oleum arrin 60%. Kjo përbërje squfuri ka të gjitha vetitë
Oksidet e squfurit më të larta dhe më të ulëta
Squfuret janë një grup përbërjesh kimike me formulën SO3 + x, ku x mund të jetë 0 ose 1. Oksidi monomer SO4 përmban një grup perokso (O-O) dhe karakterizohet, si oksidi SO3, nga gjendja e oksidimit të squfurit +6. . Ky oksid squfuri mund të prodhohet në temperatura të ulëta (nën 78 K) nga reaksioni i SO3 dhe ose fotoliza e SO3 të përzier me ozonin.
Oksidet e ulëta të squfurit janë një grup përbërësish kimikë që përfshijnë:
- SO (oksidi i squfurit dhe dimeri i tij S2O2);
- monoksidet e squfurit SnO (janë komponime ciklike të përbëra nga unaza të formuara nga atomet e squfurit, dhe n mund të jetë nga 5 në 10);
- S7O2;
- oksidet e squfurit polimer.
Interesi për oksidet më të ulëta të squfurit është rritur. Kjo është për shkak të nevojës për të studiuar përmbajtjen e tyre në atmosferat tokësore dhe jashtëtokësore.
Sulfidi i hidrogjenit - H2S
Komponimet e squfurit -2, +4, +6. Reaksione cilësore ndaj sulfiteve, sulfiteve, sulfateve.
Fatura pas ndërveprimit:
1. hidrogjen me squfur në t – 300 0
2. kur veprojnë në sulfide të acideve minerale:
Na2 S+2HCl =2 NaCl+H2S
Vetitë fizike:
gaz pa ngjyrë, me erë vezësh të kalbura, helmues, më i rëndë se ajri, i tretur në ujë, formon acid sulfid hidrogjeni të dobët.
Vetitë kimike
Vetitë acido-bazike
1. Një tretësirë e sulfurit të hidrogjenit në ujë - acidi hidrosulfid - është një acid dibazik i dobët, prandaj shpërndahet hap pas hapi:
H 2 S ↔ HS - + H +
HS - ↔ H - + S 2-
2. Acidi i sulfurit të hidrogjenit ka vetitë e përgjithshme të acideve, reagon me metalet, oksidet bazike, bazat, kripërat:
H2S + Ca = CaS + H2
H 2 S + CaO = CaS + H 2 O
H 2 S + 2NaOH = Na 2 S + 2H 2 O
H 2 S + CuSO 4 = CuS↓ + H 2 SO 4
Të gjitha kripërat acide - hidrosulfidet - janë shumë të tretshme në ujë. Kripërat normale - sulfidet - treten në ujë në mënyra të ndryshme: sulfidet e metaleve alkaline dhe alkaline tokësore janë shumë të tretshme, sulfidet e metaleve të tjera janë të patretshme në ujë, dhe sulfidet e bakrit, plumbit, merkurit dhe disa metaleve të tjera të rënda nuk janë të tretshme as në acide (përveç acidit nitrik)
CuS+4HNO 3 =Cu(NO 3) 2 +3S+2NO+2H 2 O
Sulfidet e tretshme i nënshtrohen hidrolizës - në anion.
Na 2 S ↔ 2Na + + S 2-
S 2- +HOH ↔HS - +OH -
Na 2 S + H 2 O ↔ NaHS + NaOH
Një reagim cilësor ndaj acidit hidrosulfid dhe kripërave të tij të tretshme (d.m.th., ndaj jonit sulfid S 2-) është ndërveprimi i tyre me kripërat e tretshme të plumbit, i cili rezulton në formimin e një precipitati të zi PbS.
Na 2 S + Pb(NO 3) 2 = 2NaNO 3 + PbS↓
Pb 2+ + S 2- = PbS↓
Tregon vetëm veti restauruese, sepse atomi i squfurit ka gjendjen më të ulët të oksidimit -2
1. me oksigjen
a) me një disavantazh
2H 2 S -2 +O 2 0 = S 0 +2H 2 O -2
b) me oksigjen të tepërt
2H 2 S+3O 2 =2SO 2 +2H 2 O
2. me halogjene (ngjyrosja e ujit me brom)
H 2 S -2 +Br 2 =S 0 +2HBr -1
3. me konk. HNO3
H 2 S+2HNO 3 (k) = S+2NO 2 +2H 2 O
b) me agjentë të fortë oksidues (KMnO 4, K 2 CrO 4 në një mjedis acid)
2KMnO 4 +3H 2 SO 4 +5H 2 S = 5S+2MnSO 4 +K 2 SO 4 +8H 2 O
c) acidi hidrosulfid oksidohet jo vetëm nga agjentë oksidues të fortë, por edhe nga më të dobët, për shembull, kripërat e hekurit (III), acidi squfuri, etj.
2FeCl 3 + H 2 S = 2FeCl 2 + S + 2HCl
H 2 SO 3 + 2H 2 S = 3S + 3H 2 O
Fatura
1. djegia e squfurit në oksigjen.
2. djegia e sulfurit të hidrogjenit në tepricë të O 2
2H 2 S+3O 2 = 2SO 2 +2H 2 O
3. oksidimi sulfid
2CuS+3O2 = 2SO2 +2CuO
4. bashkëveprimi i sulfiteve me acidet
Na 2 SO 3 + H 2 SO 4 = Na 2 SO 4 + SO 2 + H 2 O
5. bashkëveprimi i metaleve në serinë e aktivitetit pas (H 2) me konk. H2SO4
Cu+2H 2 SO 4 = CuSO 4 + SO 2 + 2H 2 O
Vetitë fizike
Gaz, pa ngjyrë, me erë mbytëse squfuri të djegur, helmues, më shumë se 2 herë më i rëndë se ajri, shumë i tretshëm në ujë (në temperaturën e dhomës, rreth 40 vëllime gazi treten në një vëllim).
Karakteristikat kimike:
Vetitë acido-bazike
SO 2 është një oksid tipik acid.
1.me alkalet, duke formuar dy lloje kripërash: sulfite dhe hidrosulfite
2KOH+SO2 = K2SO3 +H2O
KOH+SO 2 = KHSO 3 + H 2 O
2.me okside bazike
K 2 O + SO 2 = K 2 SO 3
3. me ujin formohet acidi i dobët squfur
H 2 O + SO 2 = H 2 SO 3
Acidi sulfuror ekziston vetëm në tretësirë dhe është një acid i dobët.
ka të gjitha vetitë e përgjithshme të acideve.
4. reaksion cilësor ndaj sulfit - jonit - SO 3 2 - veprimit të acideve minerale
Na 2 SO 3 + 2 HCl = 2 Na 2 Cl + SO 2 + H 2 O erë e squfurit të djegur
Vetitë redoks
Në ORR mund të jetë edhe një agjent oksidues dhe një agjent reduktues, sepse atomi i squfurit në SO 2 ka një gjendje të ndërmjetme oksidimi +4.
Si një agjent oksidues:
SO 2 + 2H 2 S = 3S + 2H 2 S
Si agjent reduktues:
2SO 2 + O 2 = 2SO 3
Cl 2 +SO 2 +2H 2 O = H 2 SO 4 + 2HCl
2KMnO 4 +5SO 2 +2H 2 O = K 2 SO 4 +2H 2 SO 4 +2MnSO 4
Oksid squfuri (VI) SO 3 (anhidrid sulfurik)
Fatura:
Oksidimi i dioksidit të squfurit
2SO 2 + O 2 = 2SO 3 ( t 0 , kat)
Vetitë fizike
Lëng pa ngjyrë, në temperatura nën 17 0 C kthehet në një masë kristalore të bardhë. Përbërësi termikisht i paqëndrueshëm, dekompozohet plotësisht në 700 0 C. Është shumë i tretshëm në ujë dhe acid sulfurik anhidrik dhe reagon me të për të formuar oleum
SO 3 + H 2 SO 4 = H 2 S 2 O 7
Vetitë kimike
Vetitë acido-bazike
Oksid tipik acid.
1.me alkalet, duke formuar dy lloje kripërash: sulfate dhe hidrosulfate
2KOH+SO 3 = K 2 SO 4 + H 2 O
KOH+SO 3 = KHSO 4 + H 2 O
2.me okside bazike
CaO+SO2 = CaSO4
3. me ujë
H 2 O + SO 3 = H 2 SO 4
Vetitë redoks
Oksidi i squfurit (VI) është një agjent i fortë oksidues, zakonisht i reduktuar në SO 2
3SO 3 + H 2 S = 4SO 2 + H 2 O
Acidi sulfurik H 2 SO 4
Përgatitja e acidit sulfurik
Në industri, acidi prodhohet me metodën e kontaktit:
1. pjekja e piritit
4FeS 2 +11O 2 = 2Fe 2 O 3 + 8SO 2
2. oksidimi i SO 2 në SO 3
2SO 2 + O 2 = 2SO 3 ( t 0 , kat)
3. tretja e SO 3 në acid sulfurik
n SO 3 + H 2 SO 4 = H 2 SO 4 ∙ n SO 3 (oleum)
H2SO4∙ n SO 3 + H 2 O = H 2 SO 4
Vetitë fizike
H 2 SO 4 është një lëng i rëndë me vaj, pa erë dhe pa ngjyrë, higroskopik. Përzihet me ujë në çdo raport kur acidi sulfurik i përqendruar tretet në ujë, lëshohet një sasi e madhe nxehtësie, kështu që duhet të derdhet me kujdes në ujë, dhe jo anasjelltas (së pari ujë, pastaj acid, përndryshe do të ndodhin telashe të mëdha)
Një zgjidhje e acidit sulfurik në ujë me një përmbajtje H 2 SO 4 më pak se 70% zakonisht quhet acid sulfurik i holluar, më shumë se 70% - i koncentruar.
Vetitë kimike
Acid-bazë
Acidi sulfurik i holluar shfaq të gjitha vetitë karakteristike të acideve të forta. Shpërndahet në tretësirë ujore:
H 2 SO 4 ↔ 2H + + SO 4 2-
1. me okside bazike
MgO + H 2 SO 4 = MgSO 4 + H 2 O
2. me baza
2NaOH +H 2 SO 4 = Na 2 SO 4 + 2H 2 O
3. me kripëra
BaCl 2 + H 2 SO 4 = BaSO 4 ↓ + 2HCl
Ba 2+ + SO 4 2- = BaSO 4 ↓ (precipitat i bardhë)
Reagimi cilësor ndaj jonit sulfat SO 4 2-
Për shkak të pikës së tij më të lartë të vlimit, në krahasim me acidet e tjera, acidi sulfurik, kur nxehet, i zhvendos ato nga kripërat:
NaCl + H 2 SO 4 = HCl + NaHSO 4
Vetitë redoks
Në H 2 SO 4 të holluar agjentët oksidues janë jonet H + dhe në H 2 SO 4 të përqendruar agjentët oksidues janë jonet sulfate SO 4 2.
Metalet në serinë e aktivitetit deri në hidrogjen treten në acidin sulfurik të holluar, formohen sulfate dhe lirohet hidrogjen.
Zn + H 2 SO 4 = ZnSO 4 + H 2
Acidi sulfurik i koncentruar është një agjent i fuqishëm oksidues, veçanërisht kur nxehet. Ai oksidon shumë metale, jometale, substanca inorganike dhe organike.
H 2 SO 4 (k) agjent oksidues S +6
Me metale më aktive, acidi sulfurik, në varësi të përqendrimit, mund të reduktohet në një shumëllojshmëri produktesh
Zn + 2H 2 SO 4 = 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
Acidi sulfurik i koncentruar oksidon disa jometale (squfur, karbon, fosfor, etj.), duke u reduktuar në oksid squfuri (IV)
S + 2H 2 SO 4 = 3SO 2 + 2H 2 O
C + 2H 2 SO 4 = 2SO 2 + CO 2 + 2H 2 O
Ndërveprimi me disa substanca komplekse
H 2 SO 4 + 8HI = 4I 2 + H 2 S + 4 H 2 O
H 2 SO 4 + 2HBr = Br 2 + SO 2 + 2H 2 O
Kripërat e acidit sulfurik
2 lloje kripërash: sulfate dhe hidrosulfate
Kripërat e acidit sulfurik kanë të gjitha vetitë e përgjithshme të kripërave. Marrëdhënia e tyre me nxehtësinë është e veçantë. Sulfatet e metaleve aktive (Na, K, Ba) nuk dekompozohen edhe kur nxehen mbi 1000 0 C, kripërat e metaleve më pak aktive (Al, Fe, Cu) dekompozohen edhe me ngrohje të lehtë.
Gjendja e oksidimit +4 për squfurin është mjaft e qëndrueshme dhe manifestohet në tetrahalide SHal 4, oksodihalide SOHal 2, dioksid SO 2 dhe anionet e tyre përkatëse. Do të njihemi me vetitë e dioksidit të squfurit dhe acidit sulfuror.
1.11.1. Oksidi i squfurit (IV) Struktura e molekulës so2
Struktura e molekulës SO 2 është e ngjashme me strukturën e molekulës së ozonit. Atomi i squfurit është në gjendje hibridizimi sp 2, forma e orbitaleve është një trekëndësh i rregullt dhe forma e molekulës është këndore. Atomi i squfurit ka një palë të vetme elektronesh. Gjatësia e lidhjes S–O është 0,143 nm, dhe këndi i lidhjes është 119,5°.
Struktura korrespondon me strukturat rezonante të mëposhtme:
Ndryshe nga ozoni, shumësia e lidhjes S-O është 2, domethënë kontributin kryesor e jep struktura e parë e rezonancës. Molekula karakterizohet nga qëndrueshmëri e lartë termike.
Vetitë fizike
Në kushte normale, dioksidi i squfurit ose dioksidi i squfurit është një gaz pa ngjyrë me një erë të mprehtë mbytëse, pikë shkrirjeje -75 °C, pikë vlimi -10 °C. Është shumë i tretshëm në ujë në 20 °C, 40 vëllime të dioksidit të squfurit treten në 1 vëllim ujë. Gaz toksik.
Vetitë kimike të oksidit të squfurit (IV).
Dioksidi i squfurit është shumë reaktiv.
Dioksidi i squfurit është një oksid acid. Është mjaft i tretshëm në ujë për të formuar hidrate. Ai gjithashtu reagon pjesërisht me ujin, duke formuar acid squfuri të dobët, i cili nuk është i izoluar në formë individuale:
SO 2 + H 2 O = H 2 SO 3 = H + + HSO 3 - = 2H + + SO 3 2- .
Si rezultat i disociimit, formohen protone, kështu që tretësira ka një mjedis acid.
Kur gazi i dioksidit të squfurit kalon përmes një tretësire të hidroksidit të natriumit, formohet sulfiti i natriumit. Sulfiti i natriumit reagon me dioksidin e tepërt të squfurit për të formuar hidrosulfit natriumi:
2NaOH + SO 2 = Na 2 SO 3 + H 2 O;
Na 2 SO 3 + SO 2 = 2 NaHSO 3.
Dioksidi i squfurit karakterizohet nga dualiteti redoks, për shembull, ai shfaq veti reduktuese dhe çngjyros ujin me brom;
SO 2 + Br 2 + 2H 2 O = H 2 SO 4 + 2HBr
dhe zgjidhje permanganat kaliumi:
5SO 2 + 2KMnO 4 + 2H 2 O = 2KНSO 4 + 2MnSO 4 + H 2 SO 4.
oksidohet nga oksigjeni në anhidrid sulfurik:
2SO 2 + O 2 = 2SO 3.
Ai shfaq veti oksiduese kur ndërvepron me agjentë të fortë reduktues, për shembull:
SO 2 + 2CO = S + 2CO 2 (në 500 °C, në prani të Al 2 O 3);
SO 2 + 2H 2 = S + 2H 2 O.
Përgatitja e oksidit të squfurit (IV).
Djegia e squfurit në ajër
S + O 2 = SO 2.
Oksidimi i sulfurit
4FeS 2 + 11O 2 = 2Fe 2 O 3 + 8SO 2.
Efekti i acideve të forta në sulfitet e metaleve
Na 2 SO 3 + 2H 2 SO 4 = 2NaHSO 4 + H 2 O + SO 2.
Kur dioksidi i squfurit shpërndahet në ujë, formohet acid squfuri i dobët, pjesa më e madhe e SO 2 të tretur është në formën e hidratuar SO 2 · H 2 O, hidratet kristalore lëshohen gjithashtu, vetëm një pjesë e vogël e SO 2; molekulat e acidit të squfurit shpërndahen në jone sulfit dhe hidrosulfit. Në gjendje të lirë, acidi nuk lirohet.
Duke qenë dybazike, ajo formon dy lloje kripërash: sulfite të mesme dhe hidrosulfite acidike. Vetëm sulfitet e metaleve alkaline dhe hidrosulfitet e metaleve alkaline dhe alkaline tokësore treten në ujë.
Oksidi i squfurit (dioksidi i squfurit, dioksidi i squfurit, dioksidi i squfurit) është një gaz i pangjyrë që në kushte normale ka një erë karakteristike të mprehtë (të ngjashme me erën e një shkrepëseje të djegur). Lëngëzohet nën presion në temperaturën e dhomës. Dioksidi i squfurit është i tretshëm në ujë, dhe formohet acid sulfurik i paqëndrueshëm. Kjo substancë është gjithashtu e tretshme në acid sulfurik dhe etanol. Ky është një nga komponentët kryesorë që përbëjnë gazrat vullkanikë.
Dioksidi i squfurit
Prodhimi i SO2 - dioksidit të squfurit - përfshin djegien e squfurit ose pjekjen e sulfurit (kryesisht përdoret piriti).
4FeS2 (pirit) + 11O2 = 2Fe2O3 + 8SO2 (dioksid squfuri).
Në një mjedis laboratorik, dioksidi i squfurit mund të prodhohet duke trajtuar hidrosulfitet dhe sulfitet me acide të forta. Në këtë rast, acidi sulfurik që rezulton shpërbëhet menjëherë në ujë dhe dioksid squfuri. Për shembull:
Na2SO3 + H2SO4 (acid sulfurik) = Na2SO4 + H2SO3 (acid sulfurik).
H2SO3 (acid squfuri) = H2O (ujë) + SO2 (dioksid squfuri).
Metoda e tretë e prodhimit të dioksidit të squfurit përfshin veprimin e acidit sulfurik të përqendruar në metale me pak aktiv kur nxehet. Për shembull: Cu (bakër) + 2H2SO4 (acid sulfurik) = CuSO4 (sulfat bakri) + SO2 (dioksid squfuri) + 2H2O (ujë).
Vetitë kimike të dioksidit të squfurit
Formula e dioksidit të squfurit është SO3. Kjo substancë i përket oksideve acide.
1. Dioksidi i squfurit tretet në ujë për të formuar acid squfuri. Në kushte normale, ky reagim është i kthyeshëm.
SO2 (dioksid squfuri) + H2O (ujë) = H2SO3 (acid squfuri).
2. Me alkalet, dioksidi i squfurit formon sulfite. Për shembull: 2NaOH (hidroksid natriumi) + SO2 (dioksid squfuri) = Na2SO3 (sulfit natriumi) + H2O (ujë).
3. Aktiviteti kimik i dioksidit të squfurit është mjaft i lartë. Vetitë reduktuese të dioksidit të squfurit janë më të theksuara. Në reaksione të tilla, gjendja e oksidimit të squfurit rritet. Për shembull: 1) SO2 (dioksid squfuri) + Br2 (bromi) + 2H2O (ujë) = H2SO4 (acidi sulfurik) + 2HBr (bromi i hidrogjenit); 2) 2SO2 (dioksid squfuri) + O2 (oksigjen) = 2SO3 (sulfit); 3) 5SO2 (dioksid squfuri) + 2KMnO4 (permanganat kaliumi) + 2H2O (ujë) = 2H2SO4 (acid sulfurik) + 2MnSO4 (sulfat mangani) + K2SO4 (sulfat kaliumi).
Reaksioni i fundit është një shembull i një reaksioni cilësor ndaj SO2 dhe SO3. Zgjidhja bëhet vjollcë.)
4. Në prani të agjentëve të fortë reduktues, dioksidi i squfurit mund të shfaqë veti oksiduese. Për shembull, për të nxjerrë squfurin nga gazrat e shkarkimit në industrinë metalurgjike, ata përdorin reduktimin e dioksidit të squfurit me monoksid karboni (CO): SO2 (dioksid squfuri) + 2CO (monoksid karboni) = 2CO2 + S (squfur).
Gjithashtu, për marrjen e acidit fosforik përdoren vetitë oksiduese të kësaj lënde: PH3 (fosfinë) + SO2 (dioksid squfuri) = H3PO2 (acid fosforik) + S (squfur).
Ku përdoret dioksidi i squfurit?
Dioksidi i squfurit përdoret kryesisht për prodhimin e acidit sulfurik. Përdoret gjithashtu në prodhimin e pijeve me alkool të ulët (verë dhe pije të tjera me çmim mesatar). Për shkak të vetive të këtij gazi për të vrarë mikroorganizma të ndryshëm, ai përdoret për tymosjen e depove dhe dyqaneve të perimeve. Përveç kësaj, oksidi i squfurit përdoret për të zbardhur leshin, mëndafshin dhe kashtën (ato materiale që nuk mund të zbardhen me klor). Në laboratorë, dioksidi i squfurit përdoret si tretës dhe për të përftuar kripëra të ndryshme të acidit sulfurik.
Efektet fiziologjike
Dioksidi i squfurit ka veti të forta toksike. Simptomat e helmimit janë kolla, rrufë, ngjirurit e zërit, një shije e veçantë në gojë dhe dhimbje të forta të fytit. Kur dioksidi i squfurit thithet në përqendrime të larta, shfaqen vështirësi në gëlltitje dhe mbytje, shqetësime të të folurit, të përziera dhe të vjella dhe mund të zhvillohet edemë pulmonare akute.
MPC e dioksidit të squfurit:
- brenda - 10 mg/m³;
- Ekspozimi mesatar ditor maksimal një herë në ajrin atmosferik - 0.05 mg/m³.
Ndjeshmëria ndaj dioksidit të squfurit ndryshon midis individëve, bimëve dhe kafshëve. Për shembull, nga pemët më rezistente janë lisi dhe thupra, dhe më pak rezistentët janë bredhi dhe pisha.
Në proceset redoks, dioksidi i squfurit mund të jetë edhe një agjent oksidues dhe një agjent reduktues sepse atomi në këtë përbërje ka një gjendje të ndërmjetme oksidimi prej +4.
Si reagon SO 2 me agjentë reduktues më të fortë, të tillë si:
SO 2 + 2H 2 S = 3S↓ + 2H 2 O
Si reagon agjenti reduktues SO 2 me agjentë oksidues më të fortë, për shembull me në prani të një katalizatori, me, etj.:
2SO2 + O2 = 2SO3
SO 2 + Cl 2 + 2H 2 O = H 2 SO 3 + 2HCl
Fatura
1) Dioksidi i squfurit formohet kur squfuri digjet:
2) Në industri përftohet nga pjekja e piritit:
3) Në laborator, dioksidi i squfurit mund të merret:
Cu + 2H 2 SO 4 = CuSO 4 + SO 2 + 2H 2 O
Aplikimi
Dioksidi i squfurit përdoret gjerësisht në industrinë e tekstilit për zbardhjen e produkteve të ndryshme. Përveç kësaj, përdoret në bujqësi për të shkatërruar mikroorganizmat e dëmshëm në serra dhe bodrume. Sasi të mëdha të SO 2 përdoren për të prodhuar acid sulfurik.
Oksidi i squfurit (VI) – SO 3 (anhidridi sulfurik)
Anhidridi sulfurik SO 3 është një lëng pa ngjyrë, i cili në temperatura nën 17 o C shndërrohet në një masë kristalore të bardhë. Thith lagështinë shumë mirë (higroskopike).
Vetitë kimike
Vetitë acido-bazike
Si reagon një oksid tipik acid, anhidridi sulfurik:
SO 3 + CaO = CaSO 4
c) me ujë:
SO 3 + H 2 O = H 2 SO 4
Një veti e veçantë e SO 3 është aftësia e tij për t'u tretur mirë në acidin sulfurik. Një tretësirë e SO 3 në acidin sulfurik quhet oleum.
Formimi i oleumit: H 2 SO 4 + n SO 3 = H 2 SO 4 ∙ n SO 3
Vetitë redoks
Oksidi i squfurit (VI) karakterizohet nga veti të forta oksiduese (zakonisht reduktuar në SO 2):
3SO 3 + H 2 S = 4SO 2 + H 2 O
Marrja dhe përdorimi
Anhidridi squfurik formohet nga oksidimi i dioksidit të squfurit:
2SO2 + O2 = 2SO3
Në formën e tij të pastër, anhidridi sulfurik nuk ka asnjë rëndësi praktike. Përftohet si produkt i ndërmjetëm në prodhimin e acidit sulfurik.
H2SO4
Përmendja e acidit sulfurik u gjet për herë të parë në mesin e alkimistëve arabë dhe evropianë. Është marrë nga kalcinimi i sulfatit të hekurit (FeSO 4 ∙ 7H 2 O) në ajër: 2FeSO 4 = Fe 2 O 3 + SO 3 + SO 2 ose një përzierje me: 6KNO 3 + 5S = 3K 2 SO 4 + 2SO 3 + 3N 2, dhe avujt e anhidrit sulfurik të lëshuar u kondensuan. Duke thithur lagështinë, ato u kthyen në oleum. Në varësi të mënyrës së përgatitjes, H 2 SO 4 quhej vaj vitriol ose vaj squfuri. Në 1595, alkimisti Andreas Liebavius vendosi identitetin e të dy substancave.
Për një kohë të gjatë, vaji i vitriolit nuk u përdor gjerësisht. Interesi për të u rrit shumë pas shekullit të 18-të. U zbulua procesi i marrjes së karminës indigo, një ngjyrë blu e qëndrueshme, nga indigo. Fabrika e parë për prodhimin e acidit sulfurik u themelua afër Londrës në vitin 1736. Procesi u krye në dhomat e plumbit, në fund të të cilave derdhej uji. Një përzierje e shkrirë e kripës dhe squfurit u dogj në pjesën e sipërme të dhomës, më pas u fut ajri në të. Procedura u përsërit derisa të formohej një acid i përqendrimit të kërkuar në fund të enës.
Në shekullin e 19-të metoda u përmirësua: në vend të kripës, ata filluan të përdorin acid nitrik (ai jep kur dekompozohet në dhomë). Për të kthyer gazrat azotike në sistem, u ndërtuan kulla të veçanta, të cilat i dhanë emrin të gjithë procesit - procesi i kullës. Fabrikat që funksionojnë duke përdorur metodën e kullës ekzistojnë edhe sot.
Acidi sulfurik është një lëng i rëndë me vaj, pa ngjyrë dhe erë, higroskopik; tretet mirë në ujë. Kur acidi sulfurik i përqendruar tretet në ujë, lirohet një sasi e madhe nxehtësie, ndaj duhet derdhur me kujdes në ujë (dhe jo anasjelltas!) dhe tretja duhet të përzihet.
Një tretësirë e acidit sulfurik në ujë me një përmbajtje H 2 SO 4 më pak se 70% zakonisht quhet acid sulfurik i holluar, dhe një tretësirë prej më shumë se 70% është acid sulfurik i përqendruar.
Vetitë kimike
Vetitë acido-bazike
Acidi sulfurik i holluar shfaq të gjitha vetitë karakteristike të acideve të forta. Ajo reagon:
H 2 SO 4 + NaOH = Na 2 SO 4 + 2H 2 O
H 2 SO 4 + BaCl 2 = BaSO 4 ↓ + 2HCl
Procesi i bashkëveprimit të joneve Ba 2+ me jonet sulfate SO 4 2+ çon në formimin e një precipitati të bardhë të patretshëm BaSO 4 . Kjo reaksion cilësor ndaj jonit sulfat.
Vetitë redoks
Në H 2 SO 4 të holluar agjentët oksidues janë jonet H + dhe në H 2 SO 4 të koncentruar agjentët oksidues janë jonet sulfate SO 4 2 +. Jonet SO 4 2+ janë agjentë oksidues më të fortë se jonet H + (shih diagramin). 
NË acid sulfurik i holluar metalet që janë në serinë e tensionit elektrokimik treten ndaj hidrogjenit. Në këtë rast, formohen sulfate metalike dhe lëshohen sa vijon:
Zn + H 2 SO 4 = ZnSO 4 + H 2
Metalet që ndodhen pas hidrogjenit në serinë e tensionit elektrokimik nuk reagojnë me acidin sulfurik të holluar:
Cu + H 2 SO 4 ≠
Acidi sulfurik i koncentruarështë një agjent i fortë oksidues, veçanërisht kur nxehet. Ai oksidon shumë dhe disa substanca organike.
Kur acidi sulfurik i përqendruar ndërvepron me metalet që ndodhen pas hidrogjenit në serinë e tensionit elektrokimik (Cu, Ag, Hg), formohen sulfate metalike, si dhe produkti i reduktimit të acidit sulfurik - SO 2.
Reagimi i acidit sulfurik me zink Me metale më aktive (Zn, Al, Mg), acidi sulfurik i koncentruar mund të reduktohet në acid sulfurik të lirë. Për shembull, kur acidi sulfurik reagon me, në varësi të përqendrimit të acidit, produkte të ndryshme reduktimi të acidit sulfurik - SO 2, S, H 2 S - mund të formohen njëkohësisht:
Zn + 2H 2 SO 4 = 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
Në të ftohtë, acidi sulfurik i koncentruar pasivizon disa metale, për shembull, dhe kështu transportohet në rezervuarë hekuri:
Fe + H 2 SO 4 ≠
Acidi sulfurik i koncentruar oksidon disa jometale (, etj.), duke u reduktuar në oksid squfuri (IV) SO 2:
S + 2H 2 SO 4 = 3SO 2 + 2H 2 O
C + 2H 2 SO 4 = 2SO 2 + CO 2 + 2H 2 O
Marrja dhe përdorimi
Në industri, acidi sulfurik prodhohet me metodën e kontaktit. Procesi i marrjes ndodh në tre faza:
- Marrja e SO 2 nga pjekja e piritit:
4FeS 2 + 11O 2 = 2Fe 2 O 3 + 8SO 2
- Oksidimi i SO 2 në SO 3 në prani të një katalizatori - oksid vanadium (V):
2SO2 + O2 = 2SO3
- Tretja e SO 3 në acidin sulfurik:
H2SO4+ n SO 3 = H 2 SO 4 ∙ n SO 3
Oleumi që rezulton transportohet në rezervuarë hekuri. Acidi sulfurik i përqendrimit të kërkuar merret nga oleumi duke e shtuar në ujë. Kjo mund të shprehet me diagramin:
H2SO4∙ n SO 3 + H 2 O = H 2 SO 4
Acidi sulfurik gjen aplikime të ndryshme në fusha të ndryshme të ekonomisë kombëtare. Përdoret për tharjen e gazrave, në prodhimin e acideve të tjera, për prodhimin e plehrave, ngjyrave të ndryshme dhe ilaçeve.
Kripërat e acidit sulfurik
Shumica e sulfateve janë shumë të tretshëm në ujë (CaSO 4 është pak i tretshëm, PbSO 4 është edhe më pak i tretshëm dhe BaSO 4 është praktikisht i patretshëm). Disa sulfate që përmbajnë ujë të kristalizimit quhen vitriole:
CuSO 4 ∙ 5H 2 O sulfat bakri
FeSO 4 ∙ 7H 2 O sulfat hekuri
Të gjithë kanë kripëra të acidit sulfurik. Marrëdhënia e tyre me nxehtësinë është e veçantë.
Sulfatet e metaleve aktive (,) nuk dekompozohen as në 1000 o C, ndërsa të tjerët (Cu, Al, Fe) dekompozohen me ngrohje të lehtë në oksid metali dhe SO 3:
CuSO 4 = CuO + SO 3
Shkarko:
Shkarkoni një abstrakt falas mbi temën: "Prodhimi i acidit sulfurik me metodën e kontaktit"
Ju mund të shkarkoni abstrakte për tema të tjera
*Në imazhin e regjistrimit është një fotografi e sulfatit të bakrit
