OVR zostały w artykule specjalnie wyróżnione kolorem. Zwróć na nie uwagę Specjalna uwaga. Równania te mogą pojawić się na egzaminie Unified State Exam.
Rozcieńczony kwas siarkowy zachowuje się jak inne kwasy, ukrywając swoje właściwości utleniające:
I jeszcze jedna rzecz, o której warto pamiętać rozcieńczony kwas siarkowy: ona nie reaguje z ołowiem. Kawałek ołowiu wrzucony do rozcieńczonego H2SO4 pokrywa się warstwą nierozpuszczalnego (patrz tabela rozpuszczalności) siarczanu ołowiu i reakcja natychmiast się zatrzymuje.
Właściwości utleniające kwasu siarkowego
– ciężka oleista ciecz, nielotna, pozbawiona smaku i zapachu
Ze względu na siarkę na stopniu utlenienia +6 (najwyższy) Kwas Siarkowy uzyskuje silne właściwości utleniające.
Zasada do zadania 24 (stare A24) podczas przygotowywania roztworów kwasu siarkowego Nigdy nie należy wlewać do niego wody. Stężony kwas siarkowy wlewać cienkim strumieniem do wody, ciągle mieszając.
Reakcja stężonego kwasu siarkowego z metalami
Reakcje te są ściśle wystandaryzowane i przebiegają według schematu:
H2SO4(stęż.) + metal → siarczan metalu + H2O + zredukowany produkt siarkowy.
Istnieją dwa niuanse:
1) Aluminium, żelazo I chrom z H2SO4 (stężony) w normalne warunki nie reaguj z powodu pasywacji. Trzeba podgrzać.
2) C platyna I złoto H2SO4 (stężony) w ogóle nie reaguje.
Siarka V stężony kwas siarkowy- utleniacz
- Oznacza to, że sam się zregeneruje;
- stopień utlenienia, do jakiego redukuje się siarkę, zależy od metalu.
Rozważmy diagram stanu utlenienia siarki:
- Zanim -2 siarkę można redukować jedynie bardzo aktywnymi metalami - w szeregu napięć aż do aluminium włącznie.
Reakcje będą wyglądać następująco:
8Li+5H 2 WIĘC 4( stęż. .) → 4Li 2 WIĘC 4 + 4H 2 O+H 2 S
4Mg + 5H 2 WIĘC 4( stęż. .) → 4MgSO 4 + 4H 2 O+H 2 S
8Al + 15H 2 WIĘC 4( stęż. .) (t) → 4Al 2 (WIĘC 4 ) 3 +12H 2 O+3H 2 S
- po oddziaływaniu H2SO4 (stęż.) z metalami w szeregu napięć po aluminium, ale przed żelazem, to znaczy w przypadku metali o średniej aktywności siarka ulega redukcji 0 :
3Mn + 4H 2 WIĘC 4( stęż. .) → 3MnSO2 4 + 4H 2 O+S↓
2Cr + 4H 2 WIĘC 4( stęż. .) (t) → Kr 2 (WIĘC 4 ) 3 + 4H 2 O+S↓
3Zn + 4H 2 WIĘC 4( stęż. .) → 3ZnSO 4 + 4H 2 O+S↓
- wszystkie inne metale zaczynając od sprzętu w szeregu napięć (w tym także po wodorze, z wyjątkiem oczywiście złota i platyny) mogą zredukować siarkę jedynie do +4. Ponieważ są to metale niskoaktywne:
2 Fe + 6 H 2 WIĘC 4 (stężone) ( T)→ Fe 2 ( WIĘC 4 ) 3 + 6 H 2 O + 3 WIĘC 2
(należy pamiętać, że żelazo utlenia się do +3, najwyższego możliwego stopnia utlenienia, ponieważ jest silnym utleniaczem)
Cu+2H 2 WIĘC 4( stęż. .) → CuSO 4 + 2H 2 O+SO 2
2Ag + 2H 2 WIĘC 4( stęż. .) → Ag 2 WIĘC 4 + 2H 2 O+SO 2
Oczywiście wszystko jest względne. Głębokość regeneracji będzie zależeć od wielu czynników: stężenia kwasu (90%, 80%, 60%), temperatury itp. Dlatego nie da się całkowicie dokładnie przewidzieć produktów. Powyższa tabela ma również swój własny przybliżony procent, ale możesz go użyć. Należy również pamiętać, że w jednolitym badaniu państwowym, gdy produkt zredukowanej siarki nie jest wskazany, a metal nie jest szczególnie aktywny, najprawdopodobniej kompilatory mają na myśli SO2. Trzeba przyjrzeć się sytuacji i poszukać wskazówek w warunkach.
WIĘC 2 - jest to na ogół powszechny produkt ORR z udziałem stęż. Kwas Siarkowy.
H2SO4 (stężony) trochę się utlenia niemetale(które wykazują właściwości redukujące), z reguły do maksymalnie - najwyższego stopnia utlenienia (powstaje tlenek tego niemetalu). W tym przypadku siarka jest również redukowane do SO 2:
C+2H 2 WIĘC 4( stęż. .) → KO 2 + 2H 2 O+2SO 2
2P+5H 2 WIĘC 4( stęż. .) → P 2 O 5 +5H 2 O+5SO 2
Świeżo powstały tlenek fosforu (V) reaguje z wodą, tworząc kwas ortofosforowy. Dlatego reakcję rejestruje się natychmiast:
2P+5H 2 WIĘC 4( stęż. ) → 2H 3 PO 4 + 2H 2 O+5SO 2
To samo z borem, zamienia się w kwas ortoborowy:
2B+3H 2 WIĘC 4( stęż. ) → 2H 3 BO 3 +3SO 2
Bardzo interesujące jest oddziaływanie siarki o stopniu utlenienia +6 (w kwasie siarkowym) z „inną” siarką (zlokalizowaną w innym związku). W ramach Unified State Examination rozważane jest oddziaływanie H2SO4 (stęż.). z siarką (prostą substancją) i siarkowodorem.
Zacznijmy od interakcji siarka (prosta substancja) ze stężonym kwasem siarkowym. W substancji prostej stopień utlenienia wynosi 0, w kwasie +6. W tym ORR siarka +6 utleni siarkę 0. Spójrzmy na diagram stopni utlenienia siarki:
Siarka 0 utleni się, a siarka +6 zostanie zmniejszona, to znaczy obniży stopień utlenienia. Dwutlenek siarki zostanie uwolniony:
2 H 2 WIĘC 4 (stężone) + S → 3 WIĘC 2 + 2 H 2 O
Ale w przypadku siarkowodoru:
Powstaje zarówno siarka (prosta substancja), jak i dwutlenek siarki:
H 2 WIĘC 4( stęż. .) +H 2 S → S↓ + SO 2 + 2H 2 O
Zasada ta może często pomóc w określeniu iloczynu ORR, gdzie środek utleniający i redukujący są tym samym pierwiastkiem różne stopnie utlenianie. Utleniacz i reduktor „spotykają się w połowie drogi” zgodnie ze diagramem stopnia utlenienia.
H2SO4 (stężony), w ten czy inny sposób, oddziałuje z halogenkami. Tylko tutaj musisz zrozumieć, że fluor i chlor to „sami z wąsami” i ORR nie występuje w przypadku fluorków i chlorków, ulega konwencjonalnemu procesowi wymiany jonowej, podczas którego powstaje gazowy halogenowodór:
CaCl 2 + H 2 SO 4 (stęż.) → CaSO 4 + 2HCl
CaF 2 + H 2 SO 4 (stęż.) → CaSO 4 + 2HF
Ale halogeny w składzie bromków i jodków (a także w składzie odpowiednich halogenowodorów) utleniają się do wolnych halogenów. Tylko siarka ulega redukcji na różne sposoby: jodek jest silniejszym środkiem redukującym niż bromek. Dlatego jodek redukuje siarkę do siarkowodoru, a bromek do dwutlenku siarki:
2H 2 WIĘC 4( stęż. .) + 2NaBr → Na 2 WIĘC 4 + 2H 2 O+SO 2 +Br 2
H 2 WIĘC 4( stęż. .) + 2HBr → 2H 2 O+SO 2 +Br 2
5H 2 WIĘC 4( stęż. .) + 8NaI → 4Na 2 WIĘC 4 + 4H 2 O+H 2 S+4I 2 ↓
H 2 WIĘC 4( stęż. .) + 8HI → 4H 2 O+H 2 S+4I 2 ↓
Chlorowodór i fluorowodór (oraz ich sole) są odporne na utleniające działanie H2SO4 (stęż.).
I na koniec ostatnia rzecz: jest to unikalne rozwiązanie w przypadku stężonego kwasu siarkowego, nikt inny nie może tego zrobić. Ona ma właściwości usuwania wody.
Pozwala to na wykorzystanie stężonego kwasu siarkowego na różne sposoby:
Po pierwsze, suszenie substancji. Stężony kwas siarkowy usuwa wodę z substancji, przez co substancja „wysycha”.
Po drugie, katalizator w reakcjach, w których eliminuje się wodę (na przykład odwodnienie i estryfikacja):
H 3 C – COOH + HO – CH 3 (H 2 SO 4 (stęż.)) → H 3 C – C (O) – O – CH 3 + H 2 O
H 3 C – CH 2 –OH (H 2 SO 4 (stęż.)) → H 2 C = CH 2 + H 2 O
Kwas siarkowy jest nieorganicznym, dwuzasadowym, niestabilnym kwasem o średniej mocy. Związek niestabilny, znany tylko w roztworach wodnych w stężeniu nie większym niż sześć procent. Próbując wyizolować czysty kwas siarkawy, rozkłada się on na tlenek siarki (SO2) i wodę (H2O). Na przykład, gdy stężony kwas siarkowy (H2SO4) reaguje z siarczynem sodu (Na2SO3), zamiast kwasu siarkawego uwalnia się tlenek siarki (SO2). Tak to wygląda tę reakcję:
Na2SO3 (siarczyn sodu) + H2SO4 (kwas siarkowy) = Na2SO4 (siarczan sodu) + SO2 (dwutlenek siarki) + H2O (woda)
Roztwór kwasu siarkowego
Podczas przechowywania należy wykluczyć dostęp powietrza. W przeciwnym razie kwas siarkowy, powoli absorbujący tlen (O2), zamieni się w kwas siarkowy.
2H2SO3 (kwas siarkowy) + O2 (tlen) = 2H2SO4 (kwas siarkowy)
Roztwory kwasu siarkawego mają dość specyficzny zapach (przypominający zapach pozostały po zapaleniu zapałki), którego obecność można wytłumaczyć obecnością tlenku siarki (SO2), który nie jest związany chemicznie z wodą.
Właściwości chemiczne kwas siarkowy
1. H2SO3) można stosować jako środek redukujący lub utleniający.
H2SO3 jest dobrym środkiem redukującym. Za jego pomocą można uzyskać halogenowodory z wolnych halogenów. Na przykład:
H2SO3 (kwas siarkowy) + Cl2 (chlor, gaz) + H2O (woda) = H2SO4 (kwas siarkowy) + 2HCl ( kwas chlorowodorowy)
Ale podczas interakcji z silnymi środkami redukującymi kwas ten będzie działał jako środek utleniający. Przykładem jest reakcja kwasu siarkawego z siarkowodorem:
H2SO3 (kwas siarkowy) + 2H2S (siarkowodór) = 3S (siarka) + 3H2O (woda)
2. Rozważany przez nas związek chemiczny tworzy dwa - siarczyny (średnie) i podsiarczyny (kwaśne). Sole te są środkami redukującymi, podobnie jak kwas siarkawy (H2SO3). Po utlenieniu tworzą się sole kwasu siarkowego. Podczas kalcynacji siarczynów metali aktywnych powstają siarczany i siarczki. Jest to reakcja samoutlenienia i samoleczenia. Na przykład:
4Na2SO3 (siarczyn sodu) = Na2S + 3Na2SO4 (siarczan sodu)
Siarczyny sodu i potasu (Na2SO3 i K2SO3) wykorzystywane są do barwienia tkanin w przemyśle tekstylnym, do wybielania metali i w fotografii. Wodorosiarczyn wapnia (Ca(HSO3)2), występujący wyłącznie w roztworze, służy do przerobu materiału drzewnego na specjalną masę siarczynową. Następnie wykorzystuje się go do produkcji papieru.
Zastosowanie kwasu siarkowego
Stosowany jest kwas siarkowy:
Do wybielania wełny, jedwabiu, miazgi drzewnej, papieru i innych podobnych substancji, które nie wytrzymują wybielania silniejszymi utleniaczami (na przykład chlorem);
Jako środek konserwujący i antyseptyczny, na przykład zapobiegający fermentacji zbóż podczas produkcji skrobi lub zapobiegający procesowi fermentacji w beczkach po winie;
Do konserwowania żywności, na przykład podczas konserwowania warzyw i owoców;
Przetwarzany na masę siarczynową, z której następnie produkowany jest papier. W tym przypadku stosuje się roztwór podsiarczynu wapnia (Ca(HSO3)2), który rozpuszcza ligninę, czyli specjalną substancję wiążącą włókna celulozowe.
Kwas siarkawy: preparat
Kwas ten można wytworzyć poprzez rozpuszczenie dwutlenku siarki (SO2) w wodzie (H2O). Będziesz potrzebował stężonego kwasu siarkowego (H2SO4), miedzi (Cu) i probówki. Algorytm działań:
1. Do probówki ostrożnie wlej stężony kwas siarkowy, a następnie umieść w niej kawałek miedzi. Podgrzać. Zachodzi następująca reakcja:
Cu (miedź) + 2H2SO4 (kwas siarkowy) = CuSO4 (siarczan siarki) + SO2 (dwutlenek siarki) + H2O (woda)
2. Strumień dwutlenku siarki należy skierować do probówki z wodą. Po rozpuszczeniu częściowo łączy się z wodą, w wyniku czego powstaje kwas siarkawy:
SO2 (dwutlenek siarki) + H2O (woda) = H2SO3
Tak więc, przepuszczając dwutlenek siarki przez wodę, można uzyskać kwas siarkowy. Warto wziąć pod uwagę, że gaz ten działa drażniąco na muszle drogi oddechowe, może powodować stany zapalne, a także utratę apetytu. Wdychanie przez dłuższy czas może spowodować utratę przytomności. Z gazem tym należy obchodzić się ze szczególną ostrożnością i ostrożnością.
Siarka jest pierwiastkiem szóstej grupy trzeciego okresu układu okresowego Mendelejewa. Dlatego strukturę atomu siarki przedstawiono w następujący sposób:
Budowa atomu siarki wskazuje, że jest to niemetal, tj. atom siarki jest w stanie zarówno przyjmować elektrony, jak i oddawać elektrony:
Zadanie 15.1. Twórz wzory na związki siarki zawierające atomy siarki o podanych stopniach utlenienia.
Prosta substancja” siarka» - twardy, kruchy minerał żółty kolor, nierozpuszczalne w wodzie. W naturze występuje zarówno siarka rodzima, jak i jej związki: siarczki, siarczany. Siarka, jako aktywny niemetal, łatwo reaguje z wodorem, tlenem i prawie wszystkimi metalami i niemetalami:
Zadanie 15.2. Nazwij otrzymane związki. Określ, jakie właściwości (utleniacz lub reduktor) wykazuje siarka w tych reakcjach.
Jako typowy niemetal, prosta substancja siarka może być zarówno środkiem utleniającym, jak i reduktorem:
Czasami te właściwości pojawiają się w jednej reakcji:
Ponieważ atom utleniający i atom redukujący są takie same, można je „dodać”, tj. oba procesy wymagają trzy atom siarki.
Zadanie 15.3. Ustaw pozostałe współczynniki w tym równaniu.
Siarka może reagować z kwasami - silnymi utleniaczami:
Zatem będąc aktywnym niemetalem, siarka tworzy wiele związków. Rozważmy właściwości siarkowodoru, tlenków siarki i ich pochodnych.
Siarkowodór
H 2 S to siarkowodór, silnie trujący gaz o nieprzyjemnym zapachu zgniłych jaj. Bardziej słuszne byłoby stwierdzenie, że gdy białka jaj gniją, rozkładają się, uwalniając siarkowodór.
Zadanie 15.4. Na podstawie stopnia utlenienia atomu siarki w siarkowodorze przewidzieć, jakie właściwości będzie ten atom w reakcjach redoks.
Ponieważ siarkowodór jest środkiem redukującym (atom siarki ma najniższy stopień utlenienia), łatwo się utlenia. Tlen z powietrza utlenia siarkowodór nawet w temperaturze pokojowej:
Oparzenia siarkowodoru:
Siarkowodór jest słabo rozpuszczalny w wodzie, a jego roztwór wykazuje właściwości bardzo słaby kwas (siarkowodór H2S). Tworzy sole siarczki:
Pytanie. Jak zdobyć siarkowodór, jeśli masz siarczek?
Siarkowodór powstaje w laboratoriach, działając na siarczki silniejsze (niż H2S) kwasy, na przykład:
Dwutlenek siarki i kwas siarkowy
TAK 2- dwutlenek siarki o ostrym, duszącym zapachu. Trujący. Rozpuszcza się w wodzie tworząc kwas siarkowy:
Kwas ten jest średnio mocny, ale bardzo niestabilny, występuje tylko w roztworach. Dlatego działając na jego sole - siarka To S- inne kwasy mogą wytwarzać dwutlenek siarki:
Po zagotowaniu powstałego roztworu kwas ten rozkłada się całkowicie.
Zadanie 15.5. Określ stopień utlenienia siarki w dwutlenku siarki, kwasie siarkawym, siarczynie sodu.
Od stanu utlenienia +4 ponieważ siarka jest związkiem pośrednim, wszystkie wymienione związki mogą być zarówno środkami utleniającymi, jak i redukującymi:
Na przykład:
Zadanie 15.6. Uporządkuj współczynniki na tych schematach, korzystając z metody wagi elektronicznej. Wskaż, jakie właściwości wykazuje atom siarki o stopniu utlenienia +4 w każdej z reakcji.
W praktyce wykorzystuje się właściwości redukujące dwutlenku siarki. Tak więc po przywróceniu niektóre tracą kolor związki organiczne Dlatego w wybielaniu stosuje się tlenek siarki IV i siarczyny. Siarczyn sodu rozpuszczony w wodzie spowalnia korozję rur, ponieważ łatwo absorbuje tlen z wody i to właśnie tlen jest „winowajcą” korozji:
Utleniając się w obecności katalizatora, dwutlenek siarki zamienia się w bezwodnik siarkowy TAK 3:
Bezwodnik siarkowy i kwas siarkowy
Bezwodnik siarkowy TAK 3- bezbarwna ciecz, która gwałtownie reaguje z wodą:
Kwas Siarkowy H2SO4- mocny kwas stężony forma aktywnie pochłania wilgoć z powietrza (ta właściwość jest wykorzystywana podczas suszenia różnych gazów) i niektórych substancji złożonych:
Właściwości fizyczne siarki zależą bezpośrednio od modyfikacji alotropowej. Na przykład najsłynniejszą modyfikacją siarki jest rombowa S₈. Jest dość kruchy substancja krystalicznażółty kolor.
Struktura rombowej cząsteczki siarki S₈
Oprócz rombowego istnieje wiele innych modyfikacji, których liczba według różne źródła, osiąga trzy tuziny.
Właściwości chemiczne pierwiastka
Na normalna temperatura Aktywność chemiczna siarki jest dość mała. Ale po podgrzaniu siarka często oddziałuje ze wszystkimi prostymi substancjami, metalami i niemetalami.
S + O₂ → SO₂
Siarka jest najważniejszy element w życiu i zwierzętach, jest szeroko stosowany w przemyśle, od medycyny po urządzenia pirotechniczne.
Kwas Siarkowy
Kwas siarkowy ma wzór H₂SO₄ i jest najsilniejszym kwasem dwuzasadowym. Wcześniej substancję tę nazywano olejem witriolowym, ponieważ stężony kwas ma gęstą, oleistą konsystencję.
Kwas siarkowy łatwo miesza się z wodą, ale takie roztwory należy przygotowywać ostrożnie: stężony kwas musisz ostrożnie wlać go do wody i w żadnym wypadku odwrotnie.
Kwas siarkowy jest substancją żrącą i może rozpuścić część. Dlatego jest często stosowany w górnictwie rud. Kwas powoduje poważne oparzenia skóry, dlatego niezwykle ważne jest zachowanie środków ostrożności podczas pracy z nim.
Otrzymywanie „oleju witriolu”
W przemyśle stosuje się metodę kontaktową do produkcji SO₂ (dwutlenku siarki) poprzez utlenianie dwutlenku siarki, który powstaje podczas spalania siarki. Następnie z dwutlenku siarki otrzymuje się trójtlenek siarki SO₃, który następnie rozpuszcza się w najbardziej stężonym kwasie siarkowym. Powstałe rozwiązanie nazywa się oleum. Aby uzyskać „olejek witriolu”, oleum rozcieńcza się wodą.
Właściwości chemiczne kwasu siarkowego
Podczas interakcji z metalami, a także węglem i siarką stężony kwas siarkowy utlenia je:
Сu + 2H₂SO₄ (stęż.) → CuSO₄ + SO₂ + 2H₂O.
C(grafit) + 2H₂SO₄ (stęż., poziomy) → CO₂ + 2SO₂ + 2H₂O
S + 2H₂SO₄ (stęż.) → 3SO₂ + 2H₂O
Rozcieńczony kwas może reagować ze wszystkimi metalami znajdującymi się na lewo od wodoru w szeregu napięcia:
Fe + H₂SO₄ (rozcieńczony) → FeSO₄ + H₂
Zn + H₂SO₄ (rozcieńczony) → ZnSO₄ + H₂
W reakcjach z zasadami rozcieńczony H₂SO₄ tworzy siarczany i wodorosiarczany:
H₂SO₄ + NaOH → NaHSO₄ + H₂O;
H₂SO₄ + 2NaOH → Na₂SO₄ + 2H₂O.
Kwas ten może również reagować z zasadowymi tlenkami, tworząc siarczany:
CaO + H₂SO₄ → CaSO₄↓ + H₂O.
Siarkowodór (H₂S) to bezbarwny gaz o zapachu zgniłych jaj. Jest gęstszy niż wodór. Siarkowodór jest śmiertelnie trujący dla ludzi i zwierząt. Nawet niewielka jego ilość w powietrzu wywołuje zawroty głowy i mdłości, najgorsze jednak jest to, że po dłuższym wdychaniu tego zapachu już nie czuć. Na zatrucie siarkowodorem istnieje jednak proste antidotum: należy owinąć kawałek wybielacza w chusteczkę, następnie zwilżyć ją i przez chwilę powąchać opakowanie. Siarkowodór powstaje w wyniku reakcji siarki z wodorem w temperaturze 350 °C:
H₂ + S → H₂S
Jest to reakcja redoks: podczas niej zmieniają się stopnie utlenienia uczestniczących w niej pierwiastków.
W warunkach laboratoryjnych siarkowodór wytwarza się przez działanie siarczku żelaza kwasem siarkowym lub solnym:
FeS + 2HCl → FeCl₂ + H₂S
Jest to reakcja wymiany: w niej oddziałujące substancje wymieniają swoje jony. Proces ten zazwyczaj przeprowadza się przy użyciu aparatu Kippa.
Aparat Kippa
Właściwości siarkowodoru
Podczas spalania siarkowodoru powstaje tlenek siarki 4 i para wodna:
2H₂S + 3О₂ → 2Н₂О + 2SO₂
H₂S pali się niebieskawym płomieniem, a jeśli przytrzymasz nad nim odwróconą zlewkę, na jego ściankach pojawi się przezroczysty kondensat (woda).
Jednak przy niewielkim spadku temperatury reakcja ta przebiega nieco inaczej: na ściankach wstępnie schłodzonego szkła pojawi się żółtawa powłoka wolnej siarki:
2H₂S + O₂ → 2H₂O + 2S
Na tej reakcji opiera się przemysłowa metoda produkcji siarki.
Po zapaleniu przygotowanej gazowej mieszaniny siarkowodoru i tlenu następuje eksplozja.
W wyniku reakcji siarkowodoru i tlenku siarki (IV) powstaje również wolna siarka:
2H₂S + SO₂ → 2H₂O + 3S
Siarkowodór jest rozpuszczalny w wodzie, a trzy objętości tego gazu mogą rozpuścić się w jednej objętości wody, tworząc słaby i niestabilny kwas wodorosiarczanowy (H₂S). Kwas ten nazywany jest także wodą siarkowodorową. Jak widać, wzory gazowego siarkowodoru i kwasu siarkowodorowego są zapisywane w ten sam sposób.
Jeśli roztwór soli ołowiu zostanie dodany do kwasu wodorosiarczkowego, powstanie czarny osad siarczku ołowiu:
H₂S + Pb(NO₃)₂ → PbS + 2HNO₃
Jest to reakcja jakościowa służąca do wykrywania siarkowodoru. Wykazuje także zdolność kwasu wodorosiarczkowego do wchodzenia w reakcje wymiany z roztworami soli. Zatem każda rozpuszczalna sól ołowiu jest odczynnikiem siarkowodoru. Charakterystyczną barwę mają także niektóre inne siarczki metali, np.: siarczek cynku ZnS – biały, siarczek kadmu CdS – żółty, siarczek miedzi CuS – czarny, siarczek antymonu Sb₂S₃ – czerwony.
Nawiasem mówiąc, siarkowodór jest gazem niestabilnym i po podgrzaniu prawie całkowicie rozkłada się na wodór i wolną siarkę:
H₂S → H₂ + S
Siarkowodór oddziałuje intensywnie z roztwory wodne halogeny:
H₂S + 4Cl₂ + 4H₂O → H₂SO₄ + 8HCl
Siarkowodór w przyrodzie i działalności człowieka
Siarkowodór jest składnikiem gazów wulkanicznych, gazu ziemnego i gazów towarzyszących złożom naftowym. W naturze jest go mnóstwo wody mineralne na przykład na Morzu Czarnym leży na głębokości 150 metrów i poniżej.
Stosuje się siarkowodór:
- w medycynie (leczenie kąpielami siarkowodorowymi i wodami mineralnymi);
- w przemyśle (produkcja siarki, kwasu siarkowego i siarczków);
- w chemii analitycznej (do wytrącania siarczków metali ciężkich, które zwykle są nierozpuszczalne);
- w syntezie organicznej (do produkcji siarkowych analogów alkoholi organicznych (merkaptanów) i tiofenu (węglowodoru aromatycznego zawierającego siarkę). Kolejnym rozwijającym się w ostatnim czasie obszarem nauki jest energia siarkowodoru. Wytwarzanie energii ze złóż siarkowodoru z dna Morza Czarnego jest poważnie badany.
Charakter reakcji redoks siarki i wodoru
Reakcją powstawania siarkowodoru jest redoks:
Н₂⁰ + S⁰ → H₂⁺S²⁻
Proces oddziaływania siarki z wodorem można łatwo wytłumaczyć budową ich atomów. Wodór zajmuje pierwsze miejsce w układzie okresowym, a zatem jego ładunek jądro atomowe jest równe (+1), a wokół jądra atomu krąży 1 elektron. Wodór łatwo oddaje swój elektron atomom innych pierwiastków, zamieniając się w dodatnio naładowany jon wodoru – proton:
Н⁰ -1е⁻= Н⁺
Siarka znajduje się na szesnastej pozycji w układzie okresowym. Oznacza to, że ładunek jądra jego atomu wynosi (+16), a liczba elektronów w każdym atomie również wynosi 16e⁻. Położenie siarki w trzecim okresie sugeruje, że jej szesnaście elektronów wiruje wokół jądra atomowego, tworząc 3 warstwy, z których ostatnia zawiera 6 elektronów walencyjnych. Liczba elektronów walencyjnych siarki odpowiada numerowi grupy VI, w której znajduje się ona w układzie okresowym.
Zatem siarka może oddać wszystkie sześć elektronów walencyjnych, jak w przypadku tworzenia się tlenku siarki(VI):
2S⁰ + 3O2⁰ → 2S⁺⁶O₃⁻²
Ponadto w wyniku utlenienia siarki 4e⁻ może zostać oddany przez swój atom innemu pierwiastkowi, tworząc tlenek siarki(IV):
S⁰ + O2⁰ → S⁺4 O2⁻²
Siarka może również oddać dwa elektrony, tworząc chlorek siarki (II):
S⁰ + Cl2⁰ → S⁺² Cl2⁻
We wszystkich trzech powyższych reakcjach siarka oddaje elektrony. W konsekwencji ulega utlenieniu, ale jednocześnie działa jako środek redukujący atomy tlenu O i chloru Cl. Jednakże w przypadku powstawania H2S utlenianie dotyczy dużej ilości atomów wodoru, ponieważ to one tracą elektrony, przywracając zewnętrzny poziom energii siarki z sześciu elektronów do ośmiu. W rezultacie każdy atom wodoru w cząsteczce staje się protonem:
Н2⁰-2е⁻ → 2Н⁺,
a cząsteczka siarki, przeciwnie, po redukcji zamienia się w ujemnie naładowany anion (S⁻²): S⁰ + 2е⁻ → S⁻²
Zatem w Reakcja chemiczna Przy tworzeniu się siarkowodoru środkiem utleniającym jest siarka.
Z punktu widzenia występowania siarki na różnych stopniach utlenienia, kolejną interesującą interakcją pomiędzy tlenkiem siarki(IV) i siarkowodorem jest reakcja, w wyniku której powstaje wolna siarka:
2H₂⁺S-²+ S⁺⁴О₂-² → 2H₂⁺O-²+ 3S⁰
Jak widać z równania reakcji, zarówno środkiem utleniającym, jak i środkiem redukującym w nim są jony siarki. Dwa aniony siarki (2-) oddają dwa swoje elektrony atomowi siarki w cząsteczce tlenku siarki(II), w wyniku czego wszystkie trzy atomy siarki ulegają redukcji do wolnej siarki.
2S-² - 4е⁻ → 2S⁰ - środek redukujący, utlenia się;
S⁺⁴ + 4е⁻ → S⁰ - utleniacz, zredukowany.
