Los OVR están especialmente resaltados en color en el artículo. Presta atención a ellos Atención especial. Estas ecuaciones pueden aparecer en el Examen Estatal Unificado.
El ácido sulfúrico diluido se comporta como otros ácidos, ocultando sus capacidades oxidativas:
Y una cosa más para recordar ácido sulfúrico diluido: ella no reacciona con el plomo. Un trozo de plomo arrojado en H2SO4 diluido se cubre con una capa de sulfato de plomo insoluble (ver tabla de solubilidad) y la reacción se detiene inmediatamente.
Propiedades oxidantes del ácido sulfúrico.
– líquido aceitoso pesado, no volátil, insípido e inodoro
Debido al azufre en el estado de oxidación +6 (más alto) ácido sulfúrico adquiere fuertes propiedades oxidantes.
Regla para la tarea 24 (antiguo A24) al preparar soluciones de ácido sulfúrico Nunca debes echarle agua.. El ácido sulfúrico concentrado se debe verter en agua en un chorro fino, revolviendo constantemente.
Reacción del ácido sulfúrico concentrado con metales.
Estas reacciones están estrictamente estandarizadas y siguen el esquema:
H2SO4(conc.) + metal → sulfato metálico + H2O + producto de azufre reducido.
Hay dos matices:
1) aluminio, hierro Y cromo con H2SO4 (conc) en condiciones normales no reacciona debido a la pasivación. Necesita ser calentado.
2) C platino Y oro H2SO4 (conc) no reacciona en absoluto.
Azufre V ácido sulfúrico concentrado- oxidante
- Esto significa que se recuperará por sí solo;
- el grado de oxidación al que se reduce el azufre depende del metal.
Consideremos diagrama del estado de oxidación del azufre:
- Antes -2 El azufre sólo puede reducirse mediante metales muy activos, en una serie de voltajes. hasta e incluyendo aluminio.
Las reacciones serán así:
8Li+5H 2 ENTONCES 4( conc. .) → 4Li 2 ENTONCES 4 + 4H 2 O+H 2 S
4 mg + 5 h 2 ENTONCES 4( conc. .) → 4MgSO 4 + 4H 2 O+H 2 S
8Al + 15H 2 ENTONCES 4( conc. .) (t)→ 4Al 2 (ENTONCES 4 ) 3 +12H 2 O+3H 2 S
- tras la interacción de H2SO4 (conc) con metales en una serie de voltajes Después del aluminio, pero antes del hierro., es decir, con metales de actividad media, el azufre se reduce a 0 :
3Mn + 4H 2 ENTONCES 4( conc. .) → 3MnSO 4 + 4H 2 O+S↓
2Cr + 4H 2 ENTONCES 4( conc. .) (t)→Cr 2 (ENTONCES 4 ) 3 + 4H 2 O+S↓
3Zn+4H 2 ENTONCES 4( conc. .) → 3ZnSO 4 + 4H 2 O+S↓
- todos los demás metales comenzando con el hardware en varios voltajes (incluidos los posteriores al hidrógeno, excepto el oro y el platino, por supuesto), solo pueden reducir el azufre a +4. Dado que estos son metales poco activos:
2 fe + 6 h 2 ENTONCES 4(conc.) ( t)→ fe 2 ( ENTONCES 4 ) 3 + 6 h 2 oh + 3 ENTONCES 2
(tenga en cuenta que el hierro se oxida a +3, el estado de oxidación más alto posible, ya que es un agente oxidante fuerte)
Cu+2H 2 ENTONCES 4( conc. .) → CuSO 4 + 2H 2 O+SO 2
2Ag+2H 2 ENTONCES 4( conc. .) → Ag 2 ENTONCES 4 + 2H 2 O+SO 2
Por supuesto, todo es relativo. La profundidad de recuperación dependerá de muchos factores: concentración de ácido (90%, 80%, 60%), temperatura, etc. Por lo tanto, es imposible predecir los productos con total precisión. La tabla anterior también tiene su propio porcentaje aproximado, pero puedes utilizarlo. También es necesario recordar que en el Examen Estatal Unificado, cuando no se indica el producto de azufre reducido y el metal no es particularmente activo, lo más probable es que los compiladores se refieran a SO 2. Es necesario observar la situación y buscar pistas en las condiciones.
ENTONCES 2 - este es generalmente un producto común de ORR con la participación de conc. ácido sulfúrico.
H2SO4 (conc) oxida algo no metales(que exhiben propiedades reductoras), como regla general, al máximo: el mayor grado de oxidación (se forma un óxido de este no metal). En este caso, el azufre también se reduce a SO 2:
C+2H 2 ENTONCES 4( conc. .) →CO 2 + 2H 2 O+2SO 2
2P+5H 2 ENTONCES 4( conc. .) → PAG 2 oh 5 +5H 2 O+5SO 2
El óxido de fósforo (V) recién formado reacciona con el agua para producir ácido ortofosfórico. Por tanto, la reacción se registra inmediatamente:
2P+5H 2 ENTONCES 4( conc. ) → 2H 3 CORREOS. 4 + 2H 2 O+5SO 2
Lo mismo ocurre con el boro, se convierte en ácido ortobórico:
2B+3H 2 ENTONCES 4( conc. ) → 2H 3 B.O. 3 +3SO 2
Es muy interesante la interacción del azufre con un estado de oxidación de +6 (en ácido sulfúrico) con “otro” azufre (ubicado en un compuesto diferente). En el marco del Examen Estatal Unificado, se considera la interacción de H2SO4 (conc) con azufre (una sustancia simple) y sulfuro de hidrógeno.
Empecemos con la interacción. azufre (una sustancia simple) con ácido sulfúrico concentrado. En una sustancia simple el estado de oxidación es 0, en un ácido es +6. En esta ORR, el azufre +6 oxidará el azufre 0. Veamos el diagrama de los estados de oxidación del azufre:
El azufre 0 se oxidará y el azufre +6 se reducirá, es decir, bajará el estado de oxidación. Se liberará dióxido de azufre:
2 h 2 ENTONCES 4(conc.) + S → 3 ENTONCES 2 + 2 h 2 oh
Pero en el caso del sulfuro de hidrógeno:
Se forman tanto azufre (una sustancia simple) como dióxido de azufre:
h 2 ENTONCES 4( conc. .) +H 2 S → S↓ + SO 2 + 2H 2 oh
Este principio a menudo puede ayudar a determinar el producto de ORR, donde el agente oxidante y reductor son el mismo elemento, en diferentes grados oxidación. El agente oxidante y el agente reductor “se encuentran a mitad de camino” según el diagrama del estado de oxidación.
H2SO4 (conc), de una forma u otra, interactúa con haluros. Solo aquí hay que entender que el flúor y el cloro son “ellos mismos con bigote” y La ORR no ocurre con fluoruros y cloruros., se somete a un proceso de intercambio iónico convencional durante el cual se forma gas haluro de hidrógeno:
CaCl 2 + H 2 SO 4 (conc.) → CaSO 4 + 2HCl
CaF 2 + H 2 SO 4 (conc.) → CaSO 4 + 2HF
Pero los halógenos en la composición de bromuros y yoduros (así como en la composición de los correspondientes haluros de hidrógeno) se oxidan a halógenos libres. Sólo el azufre se reduce de diferentes maneras: el yoduro es un agente reductor más fuerte que el bromuro. Por lo tanto, el yoduro reduce el azufre a sulfuro de hidrógeno y el bromuro a dióxido de azufre:
2H 2 ENTONCES 4( conc. .) + 2NaBr → Na 2 ENTONCES 4 + 2H 2 O+SO 2 +Br 2
h 2 ENTONCES 4( conc. .) + 2HBr → 2H 2 O+SO 2 +Br 2
5H 2 ENTONCES 4( conc. .) + 8NaI → 4Na 2 ENTONCES 4 + 4H 2 O+H 2 S+4I 2 ↓
h 2 ENTONCES 4( conc. .) + 8HI → 4H 2 O+H 2 S+4I 2 ↓
El cloruro de hidrógeno y el fluoruro de hidrógeno (así como sus sales) son resistentes a la acción oxidante del H2SO4 (conc).
Y finalmente, lo último: esto es exclusivo del ácido sulfúrico concentrado, nadie más puede hacerlo. Ella tiene propiedad de eliminación de agua.
Esto permite utilizar el ácido sulfúrico concentrado de diversas formas:
Primero, secado de sustancias. El ácido sulfúrico concentrado elimina el agua de la sustancia y ésta "se seca".
En segundo lugar, catalizador en reacciones en las que se elimina agua (por ejemplo, deshidratación y esterificación):
H 3 C – COOH + HO – CH 3 (H 2 SO 4 (conc.)) → H 3 C – C (O) –O – CH 3 + H 2 O
H 3 C – CH 2 –OH (H 2 SO 4 (conc.)) → H 2 C =CH 2 + H 2 O
Ácido sulfúrico es un ácido inorgánico dibásico inestable de fuerza media. Un compuesto inestable, conocido sólo en soluciones acuosas en una concentración no superior al seis por ciento. Al intentar aislar el ácido sulfuroso puro, se descompone en óxido de azufre (SO2) y agua (H2O). Por ejemplo, cuando el ácido sulfúrico concentrado (H2SO4) reacciona con el sulfito de sodio (Na2SO3), se libera óxido de azufre (SO2) en lugar de ácido sulfuroso. Esto es lo que parece esta reacción:
Na2SO3 (sulfito de sodio) + H2SO4 (ácido sulfúrico) = Na2SO4 (sulfato de sodio) + SO2 (dióxido de azufre) + H2O (agua)
Solución de ácido sulfuroso
Al almacenarlo, es necesario excluir el acceso al aire. De lo contrario, el ácido sulfuroso, que absorbe lentamente oxígeno (O2), se convertirá en ácido sulfúrico.
2H2SO3 (ácido sulfúrico) + O2 (oxígeno) = 2H2SO4 (ácido sulfúrico)
Las soluciones de ácido sulfuroso tienen un olor bastante específico (que recuerda al olor que queda después de encender una cerilla), cuya presencia puede explicarse por la presencia de óxido de azufre (SO2), que no está unido químicamente al agua.
Propiedades químicasácido sulfúrico
1. H2SO3) se puede utilizar como agente reductor o agente oxidante.
H2SO3 es un buen agente reductor. Con su ayuda es posible obtener haluros de hidrógeno a partir de halógenos libres. Por ejemplo:
H2SO3 (ácido sulfúrico) + Cl2 (cloro, gas) + H2O (agua) = H2SO4 (ácido sulfúrico) + 2HCl ( ácido clorhídrico)
Pero al interactuar con agentes reductores fuertes, este ácido actuará como un agente oxidante. Un ejemplo es la reacción del ácido sulfuroso con sulfuro de hidrógeno:
H2SO3 (ácido sulfúrico) + 2H2S (sulfuro de hidrógeno) = 3S (azufre) + 3H2O (agua)
2. El compuesto químico que estamos considerando forma dos: sulfitos (medio) e hidrosulfitos (ácido). Estas sales son agentes reductores, al igual que el ácido sulfuroso (H2SO3). Cuando se oxidan, se forman sales de ácido sulfúrico. Cuando se calcinan sulfitos de metales activos, se forman sulfatos y sulfuros. Esta es una reacción de autooxidación y autocuración. Por ejemplo:
4Na2SO3 (sulfito de sodio) = Na2S + 3Na2SO4 (sulfato de sodio)
Los sulfitos de sodio y potasio (Na2SO3 y K2SO3) se utilizan para teñir tejidos en la industria textil, blanquear metales y fotografía. El hidrosulfito de calcio (Ca(HSO3)2), que existe sólo en solución, se utiliza para procesar material de madera y obtener una pulpa de sulfito especial. Luego se utiliza para fabricar papel.
Aplicación de ácido sulfuroso.
Se utiliza ácido sulfuroso:
Para blanquear lana, seda, pulpa de madera, papel y otras sustancias similares que no resisten el blanqueo con agentes oxidantes más fuertes (por ejemplo, cloro);
Como conservante y antiséptico, por ejemplo, para impedir la fermentación del grano en la producción de almidón o para impedir el proceso de fermentación en barricas de vino;
Para conservar alimentos, por ejemplo, al enlatar verduras y frutas;
Se procesa para obtener pulpa de sulfito, a partir de la cual luego se produce papel. En este caso se utiliza una solución de hidrosulfito de calcio (Ca(HSO3)2), que disuelve la lignina, una sustancia especial que une las fibras de celulosa.
Ácido sulfuroso: preparación.
Este ácido se puede producir disolviendo dióxido de azufre (SO2) en agua (H2O). Necesitará ácido sulfúrico concentrado (H2SO4), cobre (Cu) y un tubo de ensayo. Algoritmo de acciones:
1. Vierta con cuidado ácido sulfúrico concentrado en un tubo de ensayo y luego coloque en él un trozo de cobre. Calentar. Se produce la siguiente reacción:
Cu (cobre) + 2H2SO4 (ácido sulfúrico) = CuSO4 (sulfato de azufre) + SO2 (dióxido de azufre) + H2O (agua)
2. El flujo de dióxido de azufre debe dirigirse a un tubo de ensayo con agua. Cuando se disuelve, se mezcla parcialmente con el agua, dando como resultado la formación de ácido sulfuroso:
SO2 (dióxido de azufre) + H2O (agua) = H2SO3
Entonces, al pasar dióxido de azufre a través del agua, se puede obtener ácido sulfuroso. Vale la pena considerar que este gas tiene un efecto irritante sobre las conchas. tracto respiratorio, puede causar inflamación, así como pérdida de apetito. Su inhalación prolongada puede provocar la pérdida del conocimiento. Este gas debe manipularse con extrema precaución y cuidado.
El azufre es un elemento del sexto grupo del tercer período del sistema periódico de Mendeleev. Por tanto, la estructura del átomo de azufre se representa de la siguiente manera:
La estructura del átomo de azufre indica que es un no metal, es decir, el átomo de azufre es capaz tanto de recibir electrones como de ceder electrones:
Tarea 15.1. Crear fórmulas para compuestos de azufre que contengan átomos de azufre con estados de oxidación determinados.
Sustancia simple " azufre» - mineral duro y quebradizo color amarillo, insoluble en agua. En la naturaleza se encuentran tanto azufre nativo como sus compuestos: sulfuros, sulfatos. El azufre, como no metal activo, reacciona fácilmente con hidrógeno, oxígeno y casi todos los metales y no metales:
Tarea 15.2. Nombra los compuestos obtenidos. Determine qué propiedades (agente oxidante o reductor) exhibe el azufre en estas reacciones.
Como no metal típico, la sustancia simple azufre puede ser tanto un agente oxidante como un agente reductor:
A veces estas propiedades aparecen en una reacción:
Dado que el átomo oxidante y el átomo reductor son iguales, se pueden “agregar”, es decir, ambos procesos requieren tresátomo de azufre.
Tarea 15.3. Establece los coeficientes restantes en esta ecuación.
El azufre puede reaccionar con ácidos, agentes oxidantes fuertes:
Por tanto, al ser un no metal activo, el azufre forma muchos compuestos. Consideremos las propiedades del sulfuro de hidrógeno, los óxidos de azufre y sus derivados.
Sulfuro de hidrógeno
El H 2 S es sulfuro de hidrógeno, un gas altamente venenoso con un desagradable olor a huevo podrido. Sería más correcto decir que cuando las claras de huevo se pudren, se descomponen liberando sulfuro de hidrógeno.
Tarea 15.4. Con base en el estado de oxidación del átomo de azufre en el sulfuro de hidrógeno, prediga qué propiedades exhibirá este átomo en reacciones redox.
Dado que el sulfuro de hidrógeno es un agente reductor (el átomo de azufre tiene más bajo estado de oxidación), se oxida fácilmente. El oxígeno del aire oxida el sulfuro de hidrógeno incluso a temperatura ambiente:
Quemaduras de sulfuro de hidrógeno:
El sulfuro de hidrógeno es ligeramente soluble en agua y su solución presenta las propiedades muy débilácido (sulfuro de hidrógeno H2S). forma sales sulfuros:
Pregunta.¿Cómo se puede obtener sulfuro de hidrógeno si tienes sulfuro?
El sulfuro de hidrógeno se produce en laboratorios actuando sobre sulfuros más fuertes (que H2S) ácidos, por ejemplo:
Dióxido de azufre y ácido sulfuroso.
Entonces 2- dióxido de azufre con un olor acre y sofocante. Venenoso. Se disuelve en agua para formar ácido sulfuroso:
Este ácido es de fuerza media, pero muy inestable y existe sólo en soluciones. Por tanto, al actuar sobre sus sales - sulfito él s- otros ácidos pueden producir dióxido de azufre:
Cuando la solución resultante se hierve, este ácido se descompone por completo.
Tarea 15.5. Determine el grado de oxidación del azufre en dióxido de azufre, ácido sulfuroso, sulfito de sodio.
Desde el estado de oxidación +4 Dado que el azufre es intermedio, todos los compuestos enumerados pueden ser agentes tanto oxidantes como reductores:
Por ejemplo:
Tarea 15.6. Organice los coeficientes en estos esquemas utilizando el método del saldo electrónico. Indique qué propiedades presenta un átomo de azufre con estado de oxidación +4 en cada una de las reacciones.
En la práctica se aprovechan las propiedades reductoras del dióxido de azufre. Entonces, cuando se restauran, algunos pierden color. compuestos orgánicos Por tanto, en el blanqueo se utilizan óxido de azufre IV y sulfitos. El sulfito de sodio disuelto en agua ralentiza la corrosión de las tuberías, ya que absorbe fácilmente el oxígeno del agua y es el oxígeno el "culpable" de la corrosión:
Al oxidarse en presencia de un catalizador, el dióxido de azufre se convierte en anhídrido sulfúrico. Entonces 3:
Anhídrido sulfúrico y ácido sulfúrico.
anhídrido sulfúrico Entonces 3- líquido incoloro que reacciona violentamente con el agua:
Ácido sulfúrico H2SO4- un ácido fuerte que concentrado La forma absorbe activamente la humedad del aire (esta propiedad se utiliza al secar varios gases) y de algunas sustancias complejas:
Las propiedades físicas del azufre dependen directamente de la modificación alotrópica. Por ejemplo, la modificación más famosa del azufre es la rómbica, S₈. es bastante fragil sustancia cristalina color amarillo.
Estructura de la molécula rómbica de azufre S₈
Además de la rómbica, existen muchas otras modificaciones, cuyo número, según diferentes fuentes, llega a las tres docenas.
Propiedades químicas del elemento.
En temperatura normal La actividad química del azufre es bastante pequeña. Pero cuando se calienta, el azufre a menudo interactúa con todas las sustancias simples, metales y no metales.
S + O₂ → SO₂
El azufre es el elemento más importante en la vida y los animales, se utiliza ampliamente en la industria, desde la medicina hasta los dispositivos pirotécnicos.
Ácido sulfúrico
El ácido sulfúrico tiene la fórmula H₂SO₄ y es el ácido dibásico más fuerte. Anteriormente, esta sustancia se llamaba aceite de vitriolo porque el ácido concentrado tiene una consistencia espesa y aceitosa.
El ácido sulfúrico se mezcla fácilmente con agua, pero estas soluciones deben prepararse con precaución: ácido concentrado es necesario verterlo con cuidado en el agua y en ningún caso al revés.
El ácido sulfúrico es una sustancia cáustica y puede disolver algo. Por lo tanto, se utiliza a menudo en la extracción de minerales. El ácido deja quemaduras graves en la piel, por lo que es extremadamente importante seguir las precauciones de seguridad al trabajar con él.
Obtención de "aceite de vitriolo"
La industria utiliza un método de contacto para producir SO₂ (dióxido de azufre) mediante la oxidación del dióxido de azufre, que se forma durante la combustión del azufre. A continuación, se obtiene trióxido de azufre SO₃ a partir del dióxido de azufre, que luego se disuelve en el ácido sulfúrico más concentrado. La solución resultante se llama oleum. Para obtener "aceite de vitriolo", el oleum se diluye con agua.
Propiedades químicas del ácido sulfúrico.
Al interactuar con metales, así como con carbono y azufre, el ácido sulfúrico concentrado los oxida:
Сu + 2H₂SO₄ (conc.) → CuSO₄ + SO₂ + 2H₂O.
C(grafito) + 2H₂SO₄ (conc., horizontal) → CO₂ + 2SO₂ + 2H₂O
S + 2H₂SO₄ (conc.) → 3SO₂ + 2H₂O
El ácido diluido es capaz de reaccionar con todos los metales que se encuentran a la izquierda del hidrógeno en la serie de voltaje:
Fe + H₂SO₄ (dil.) → FeSO₄ + H₂
Zn + H₂SO₄ (dil.) → ZnSO₄ + H₂
En reacciones con bases, el H₂SO₄ diluido forma sulfatos e hidrosulfatos:
H₂SO₄ + NaOH → NaHSO₄ + H₂O;
H₂SO₄ + 2NaOH → Na₂SO₄ + 2H₂O.
Este ácido también puede reaccionar con óxidos básicos, dando como resultado sulfatos:
CaO + H₂SO₄ → CaSO₄↓ + H₂O.
El sulfuro de hidrógeno (H₂S) es un gas incoloro con olor a huevo podrido. Es más denso que el hidrógeno. El sulfuro de hidrógeno es un veneno mortal para los seres humanos y los animales. Incluso una pequeña cantidad en el aire provoca mareos y náuseas, pero lo peor es que después de inhalarlo durante mucho tiempo, este olor ya no se siente. Sin embargo, para la intoxicación por sulfuro de hidrógeno, existe un antídoto sencillo: hay que envolver un trozo de lejía en un pañuelo, luego humedecerlo y oler el paquete durante un rato. El sulfuro de hidrógeno se produce haciendo reaccionar azufre con hidrógeno a una temperatura de 350 °C:
H₂ + S → H₂S
Se trata de una reacción redox: durante la misma, cambian los estados de oxidación de los elementos que participan en ella.
En condiciones de laboratorio, el sulfuro de hidrógeno se produce tratando el sulfuro de hierro con ácido sulfúrico o clorhídrico:
FeS + 2HCl → FeCl₂ + H₂S
Se trata de una reacción de intercambio: en ella las sustancias que interactúan intercambian sus iones. Este proceso generalmente se realiza utilizando un aparato Kipp.
aparato de kipp
Propiedades del sulfuro de hidrógeno
Cuando se quema el sulfuro de hidrógeno, se forman óxido de azufre 4 y vapor de agua:
2H₂S + 3О₂ → 2Н₂О + 2SO₂
El H₂S arde con una llama azulada y, si se coloca un vaso de precipitados invertido sobre él, aparecerá una condensación clara (agua) en sus paredes.
Sin embargo, con una ligera disminución de temperatura, esta reacción se desarrolla de manera algo diferente: aparecerá una capa amarillenta de azufre libre en las paredes del vidrio preenfriado:
2H₂S + O₂ → 2H₂O + 2S
El método industrial para producir azufre se basa en esta reacción.
Cuando se enciende una mezcla gaseosa preparada previamente de sulfuro de hidrógeno y oxígeno, se produce una explosión.
La reacción del sulfuro de hidrógeno y el óxido de azufre (IV) también produce azufre libre:
2H₂S + SO₂ → 2H₂O + 3S
El sulfuro de hidrógeno es soluble en agua y tres volúmenes de este gas pueden disolverse en un volumen de agua, formando ácido hidrosulfuro (H₂S) débil e inestable. Este ácido también se llama agua con sulfuro de hidrógeno. Como puede ver, las fórmulas del gas de sulfuro de hidrógeno y del ácido de sulfuro de hidrógeno se escriben de la misma manera.
Si se agrega una solución de sal de plomo al ácido hidrosulfuro, se formará un precipitado negro de sulfuro de plomo:
H₂S + Pb(NO₃)₂ → PbS + 2HNO₃
Esta es una reacción cualitativa para la detección de sulfuro de hidrógeno. También demuestra la capacidad del ácido hidrosulfuro para entrar en reacciones de intercambio con soluciones salinas. Por tanto, cualquier sal de plomo soluble es un reactivo para el sulfuro de hidrógeno. Algunos otros sulfuros metálicos también tienen un color característico, por ejemplo: sulfuro de zinc ZnS - blanco, sulfuro de cadmio CdS - amarillo, sulfuro de cobre CuS - negro, sulfuro de antimonio Sb₂S₃ - rojo.
Por cierto, el sulfuro de hidrógeno es un gas inestable y, cuando se calienta, se descompone casi por completo en hidrógeno y azufre libre:
H₂S → H₂ + S
El sulfuro de hidrógeno interactúa intensamente con soluciones acuosas halógenos:
H₂S + 4Cl₂ + 4H₂O→ H₂SO₄ + 8HCl
El sulfuro de hidrógeno en la naturaleza y la actividad humana.
El sulfuro de hidrógeno forma parte de los gases volcánicos, el gas natural y los gases asociados a los yacimientos petrolíferos. Hay mucho en forma natural. aguas minerales, por ejemplo, en el Mar Negro se encuentra a una profundidad de 150 metros o menos.
Se utiliza sulfuro de hidrógeno.:
- en medicina (tratamiento con baños de sulfuro de hidrógeno y aguas minerales);
- en la industria (producción de azufre, ácido sulfúrico y sulfuros);
- en química analítica (para la precipitación de sulfuros de metales pesados, que suelen ser insolubles);
- en síntesis orgánica (para producir análogos de azufre de alcoholes orgánicos (mercaptanos) y tiofeno (hidrocarburo aromático que contiene azufre). Otra área científica de reciente aparición es la energía del sulfuro de hidrógeno. La producción de energía a partir de depósitos de sulfuro de hidrógeno del fondo del Mar Negro. se está estudiando seriamente.
La naturaleza de las reacciones redox de azufre e hidrógeno.
La reacción de formación de sulfuro de hidrógeno es redox:
Н₂⁰ + S⁰→ H₂⁺S²⁻
El proceso de interacción del azufre con el hidrógeno se explica fácilmente por la estructura de sus átomos. El hidrógeno ocupa el primer lugar en la tabla periódica, por tanto, su carga núcleo atómico es igual a (+1), y 1 electrón gira alrededor del núcleo del átomo. El hidrógeno cede fácilmente su electrón a los átomos de otros elementos, convirtiéndose en un ion de hidrógeno cargado positivamente, un protón:
Н⁰ -1е⁻= Н⁺
El azufre está en la posición dieciséis de la tabla periódica. Esto significa que la carga del núcleo de su átomo es (+16) y el número de electrones en cada átomo también es 16e⁻. La ubicación del azufre en el tercer período sugiere que sus dieciséis electrones giran alrededor del núcleo atómico, formando 3 capas, la última de las cuales contiene 6 electrones de valencia. El número de electrones de valencia del azufre corresponde al número del grupo VI en el que se ubica en la tabla periódica.
Así, el azufre puede donar los seis electrones de valencia, como en el caso de la formación de óxido de azufre (VI):
2S⁰ + 3O2⁰ → 2S⁺⁶O₃⁻²
Además, como resultado de la oxidación del azufre, su átomo puede ceder 4e⁻ a otro elemento para formar óxido de azufre (IV):
S⁰ + O2⁰ → S⁺4 O2⁻²
El azufre también puede donar dos electrones para formar cloruro de azufre (II):
S⁰ + Cl2⁰ → S⁺² Cl2⁻
En las tres reacciones anteriores, el azufre dona electrones. En consecuencia, se oxida, pero al mismo tiempo actúa como agente reductor de los átomos de oxígeno O y cloro Cl. Sin embargo, en el caso de la formación de H2S, la oxidación corresponde a los átomos de hidrógeno, ya que son ellos quienes pierden electrones, restableciendo el nivel energético externo del azufre de seis electrones a ocho. Como resultado, cada átomo de hidrógeno de su molécula se convierte en un protón:
Н2⁰-2е⁻ → 2Н⁺,
y la molécula de azufre, por el contrario, al reducirse, se convierte en un anión cargado negativamente (S⁻²): S⁰ + 2е⁻ → S⁻²
Así, en reacción química En la formación de sulfuro de hidrógeno, el agente oxidante es el azufre.
Desde el punto de vista de la manifestación del azufre en varios estados de oxidación, otra interacción interesante entre el óxido de azufre (IV) y el sulfuro de hidrógeno es la reacción para producir azufre libre:
2H₂⁺S-²+ S⁺⁴О₂-²→ 2H₂⁺O-²+ 3S⁰
Como puede verse en la ecuación de reacción, tanto el agente oxidante como el agente reductor son iones de azufre. Dos aniones de azufre (2-) donan dos de sus electrones al átomo de azufre en la molécula de óxido de azufre (II), como resultado de lo cual los tres átomos de azufre se reducen a azufre libre.
2S-² - 4е⁻→ 2S⁰ - agente reductor, oxida;
S⁺⁴ + 4е⁻→ S⁰ - agente oxidante reducido.
