OVR-urile sunt evidențiate în mod special în culoare în articol. Fii atent la ei Atentie speciala. Aceste ecuații pot apărea la examenul de stat unificat.
Acidul sulfuric diluat se comportă ca alți acizi, ascunzându-și capacitățile oxidative:
Și încă un lucru de reținut acid sulfuric diluat: ea nu reactioneaza cu plumbul. O bucată de plumb aruncată în H2SO4 diluat este acoperită cu un strat de sulfat de plumb insolubil (vezi tabelul de solubilitate) și reacția se oprește imediat.
Proprietățile oxidante ale acidului sulfuric
– lichid gras uleios, nevolatil, insipid și inodor
Datorită sulfului în starea de oxidare +6 (cel mai mare) acid sulfuric capata proprietati oxidante puternice.
Regula pentru sarcina 24 (vechiul A24) la prepararea soluțiilor de acid sulfuric Nu ar trebui să turnați niciodată apă în el. Acidul sulfuric concentrat trebuie turnat în apă într-un flux subțire, amestecând constant.
Reacția acidului sulfuric concentrat cu metalele
Aceste reacții sunt strict standardizate și urmează schema:
H2SO4(conc.) + metal → sulfat metalic + H2O + produs sulf redus.
Există două nuanțe:
1) Aluminiu, fierȘi crom cu H2SO4 (conc) in conditii normale nu reacționează din cauza pasivării. Trebuie încălzit.
2) C platinăȘi aur H2SO4 (conc) nu reacționează deloc.
Sulf V acid sulfuric concentrat- oxidant
- Aceasta înseamnă că se va recupera de la sine;
- gradul de oxidare la care se reduce sulful depinde de metal.
Sa luam in considerare diagrama stării de oxidare a sulfului:
- Inainte de -2 sulful poate fi redus doar prin metale foarte active – într-o serie de tensiuni până la aluminiu inclusiv.
Reacțiile vor decurge astfel:
8Li+5H 2 ASA DE 4( conc. .) → 4Li 2 ASA DE 4 + 4 ore 2 O+H 2 S
4Mg + 5H 2 ASA DE 4( conc. .) → 4MgSO 4 + 4 ore 2 O+H 2 S
8Al + 15H 2 ASA DE 4( conc. .) (t) → 4Al 2 (ASA DE 4 ) 3 +12 ore 2 O+3H 2 S
- la interacţiunea H2SO4 (conc) cu metale într-o serie de tensiuni după aluminiu, dar înainte de fier, adică cu metale cu activitate medie, sulful se reduce la 0 :
3Mn + 4H 2 ASA DE 4( conc. .) → 3MnSO 4 + 4 ore 2 O+S↓
2Cr + 4H 2 ASA DE 4( conc. .) (t)→Cr 2 (ASA DE 4 ) 3 + 4 ore 2 O+S↓
3Zn + 4H 2 ASA DE 4( conc. .) → 3ZnSO 4 + 4 ore 2 O+S↓
- toate celelalte metale începând cu hardware-ulîntr-un număr de tensiuni (inclusiv cele după hidrogen, cu excepția aurului și a platinei, desigur), pot reduce sulful doar la +4. Deoarece acestea sunt metale slab active:
2 Fe + 6 H 2 ASA DE 4(conc.) ( t)→ Fe 2 ( ASA DE 4 ) 3 + 6 H 2 O + 3 ASA DE 2
(rețineți că fierul se oxidează la +3, cea mai mare stare de oxidare posibilă, deoarece este un agent oxidant puternic)
Cu+2H 2 ASA DE 4( conc. .) → CuSO 4 + 2 ore 2 O+SO 2
2Ag + 2H 2 ASA DE 4( conc. .) → Ag 2 ASA DE 4 + 2 ore 2 O+SO 2
Desigur, totul este relativ. Adâncimea recuperării va depinde de mulți factori: concentrația acidului (90%, 80%, 60%), temperatură etc. Prin urmare, este imposibil să preziceți produsele în mod complet exact. Tabelul de mai sus are și propriul procentaj aproximativ, dar îl puteți folosi. De asemenea, este necesar să ne amintim că, în cadrul examenului unificat de stat, atunci când produsul sulfului redus nu este indicat și metalul nu este deosebit de activ, atunci, cel mai probabil, compilatorii înseamnă SO 2. Trebuie să te uiți la situație și să cauți indicii în condiții.
ASA DE 2 - acesta este în general un produs comun al ORR cu participarea conc. acid sulfuric.
H2SO4 (conc) oxidează unele nemetale(care prezintă proprietăți reducătoare), de regulă, la maximum - cel mai înalt grad de oxidare (se formează un oxid al acestui nemetal). În acest caz, sulful este, de asemenea, redus la SO 2:
C+2H 2 ASA DE 4( conc. .) → CO 2 + 2 ore 2 O+2SO 2
2P+5H 2 ASA DE 4( conc. .) → P 2 O 5 +5H 2 O+5SO 2
Oxidul de fosfor (V) proaspăt format reacționează cu apa pentru a produce acid ortofosforic. Prin urmare, reacția este înregistrată imediat:
2P+5H 2 ASA DE 4( conc. ) → 2H 3 P.O. 4 + 2 ore 2 O+5SO 2
Același lucru cu borul, se transformă în acid ortoboric:
2B+3H 2 ASA DE 4( conc. ) → 2H 3 B.O. 3 +3SO 2
Interacțiunea sulfului cu o stare de oxidare de +6 (în acid sulfuric) cu „alt” sulf (situat într-un compus diferit) este foarte interesantă. În cadrul examenului unificat de stat, interacțiunea H2SO4 (conc) este considerată cu sulf (o substanță simplă) și hidrogen sulfurat.
Să începem cu interacțiunea sulf (o substanță simplă) cu acid sulfuric concentrat. Într-o substanță simplă starea de oxidare este 0, într-un acid este +6. În acest ORR, sulful +6 va oxida sulful 0. Să ne uităm la diagrama stărilor de oxidare ale sulfului:
Sulful 0 se va oxida, iar sulful +6 va fi redus, adică scade starea de oxidare. Dioxidul de sulf va fi eliberat:
2 H 2 ASA DE 4(conc.) + S → 3 ASA DE 2 + 2 H 2 O
Dar în cazul hidrogenului sulfurat:
Se formează atât sulful (o substanță simplă), cât și dioxidul de sulf:
H 2 ASA DE 4( conc. .) +H 2 S → S↓ + SO 2 + 2 ore 2 O
Acest principiu poate ajuta adesea la determinarea produsului ORR, unde agentul oxidant și reducător sunt același element, în grade diferite oxidare. Agentul oxidant și agentul reducător „se întâlnesc pe jumătate” conform diagramei stării de oxidare.
H2SO4 (conc), într-un fel sau altul, interacționează cu halogenuri. Numai că aici trebuie să înțelegeți că fluorul și clorul sunt „eși înșiși cu mustață” și ORR nu apare cu fluoruri și cloruri, suferă un proces convențional de schimb ionic în timpul căruia se formează halogenură de hidrogen gazoasă:
CaCI2 + H2S04 (conc.) → CaS04 + 2HCI
CaF2 + H2S04 (conc.) → CaS04 + 2HF
Dar halogenii din compoziția bromurilor și iodurilor (precum și în compoziția halogenurilor de hidrogen corespunzătoare) sunt oxidați la halogeni liberi. Doar sulful este redus în moduri diferite: iodura este un agent reducător mai puternic decât bromura. Prin urmare, iodura reduce sulful la hidrogen sulfurat, iar bromura la dioxid de sulf:
2H 2 ASA DE 4( conc. .) + 2NaBr → Na 2 ASA DE 4 + 2 ore 2 O+SO 2 +Br 2
H 2 ASA DE 4( conc. .) + 2HBr → 2H 2 O+SO 2 +Br 2
5H 2 ASA DE 4( conc. .) + 8NaI → 4Na 2 ASA DE 4 + 4 ore 2 O+H 2 S+4I 2 ↓
H 2 ASA DE 4( conc. .) + 8HI → 4H 2 O+H 2 S+4I 2 ↓
Acidul clorhidric și acidul fluorhidric (precum și sărurile acestora) sunt rezistente la acțiunea oxidantă a H2SO4 (conc).
Și, în sfârșit, ultimul lucru: acesta este unic pentru acidul sulfuric concentrat, nimeni altcineva nu poate face asta. Ea are proprietate de eliminare a apei.
Acest lucru permite utilizarea acidului sulfuric concentrat într-o varietate de moduri:
În primul rând, uscarea substanțelor. Acidul sulfuric concentrat elimină apa din substanță și „devine uscată”.
În al doilea rând, un catalizator în reacțiile în care apa este eliminată (de exemplu, deshidratare și esterificare):
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
Acid sulfuros este un acid anorganic dibazic instabil de putere medie. Un compus instabil, cunoscut numai în soluții apoase la o concentrație de cel mult șase procente. Când se încearcă izolarea acidului sulfuros pur, acesta se descompune în oxid de sulf (SO2) și apă (H2O). De exemplu, atunci când acidul sulfuric concentrat (H2SO4) reacționează cu sulfitul de sodiu (Na2SO3), în locul acidului sulfuros este eliberat oxid de sulf (SO2). Așa arată această reacție:
Na2SO3 (sulfit de sodiu) + H2SO4 (acid sulfuric) = Na2SO4 (sulfit de sodiu) + SO2 (dioxid de sulf) + H2O (apă)
Soluție de acid sulfuros
Când îl depozitați, este necesar să excludeți accesul la aer. În caz contrar, acidul sulfuros, care absoarbe lent oxigenul (O2), se va transforma în acid sulfuric.
2H2SO3 (acid sulfuric) + O2 (oxigen) = 2H2SO4 (acid sulfuric)
Soluțiile de acid sulfuros au un miros destul de specific (amintește de mirosul rămas după aprinderea unui chibrit), a cărui prezență poate fi explicată prin prezența oxidului de sulf (SO2), care nu este legat chimic cu apa.
Proprietăți chimice acid sulfuros
1. H2SO3) poate fi utilizat ca agent reducător sau agent oxidant.
H2SO3 este un bun agent reducător. Cu ajutorul acestuia, este posibil să se obțină halogenuri de hidrogen din halogeni liberi. De exemplu:
H2SO3 (acid sulfuric) + Cl2 (clor, gaz) + H2O (apă) = H2SO4 (acid sulfuric) + 2HCl ( acid clorhidric)
Dar atunci când interacționează cu agenți reducători puternici, acest acid va acționa ca un agent oxidant. Un exemplu este reacția acidului sulfuros cu hidrogenul sulfurat:
H2SO3 (acid sulfuric) + 2H2S (hidrogen sulfurat) = 3S (sulf) + 3H2O (apă)
2. Compusul chimic pe care îl luăm în considerare formează două - sulfiți (mediu) și hidrosulfiți (acide). Aceste săruri sunt agenți reducători, la fel ca acidul sulfuros (H2SO3). Când sunt oxidate, se formează săruri de acid sulfuric. Când sulfiții metalelor active sunt calcinați, se formează sulfiți și sulfuri. Aceasta este o reacție de auto-oxidare-auto-vindecare. De exemplu:
4Na2SO3 (sulfit de sodiu) = Na2S + 3Na2SO4 (sulfit de sodiu)
Sulfiții de sodiu și potasiu (Na2SO3 și K2SO3) sunt utilizați la vopsirea țesăturilor în industria textilă, în albirea metalelor și în fotografie. Hidrosulfitul de calciu (Ca(HSO3)2), care există numai în soluție, este utilizat pentru a prelucra materialul lemnos într-o pastă specială de sulfit. Apoi este folosit pentru a face hârtie.
Aplicarea acidului sulfuros
Se utilizează acid sulfuros:
Pentru albirea lânii, mătăsii, pastei de lemn, hârtiei și altor substanțe similare care nu pot rezista la albirea cu agenți oxidanți mai puternici (de exemplu, clor);
Ca conservant și antiseptic, de exemplu, pentru a preveni fermentarea cerealelor la producerea amidonului sau pentru a preveni procesul de fermentație în butoaie de vin;
Pentru a conserva alimentele, de exemplu, la conservarea legumelor și fructelor;
Procesat în pastă de sulfit, din care se produce apoi hârtie. În acest caz, se folosește o soluție de hidrosulfit de calciu (Ca(HSO3)2), care dizolvă lignina, o substanță specială care leagă fibrele celulozice.
Acid sulfuros: preparat
Acest acid poate fi produs prin dizolvarea dioxidului de sulf (SO2) în apă (H2O). Veți avea nevoie de acid sulfuric concentrat (H2SO4), cupru (Cu) și o eprubetă. Algoritmul acțiunilor:
1. Turnați cu grijă acid sulfuric concentrat într-o eprubetă și apoi puneți o bucată de cupru în ea. A se încălzi. Are loc următoarea reacție:
Cu (cupru) + 2H2SO4 (acid sulfuric) = CuSO4 (sulfat de sulf) + SO2 (dioxid de sulf) + H2O (apă)
2. Curgerea de dioxid de sulf trebuie direcționată într-o eprubetă cu apă. Când se dizolvă, apare parțial cu apă, ducând la formarea acidului sulfuros:
SO2 (dioxid de sulf) + H2O (apă) = H2SO3
Deci, prin trecerea dioxidului de sulf prin apă, puteți obține acid sulfuros. Merită luat în considerare faptul că acest gaz are un efect iritant asupra cochiliilor tractului respirator, poate provoca inflamație, precum și pierderea poftei de mâncare. Inhalarea pentru o perioadă lungă de timp poate provoca pierderea conștienței. Acest gaz trebuie manipulat cu precauție și grijă extremă.
Sulful este un element din a șasea grupă a celei de-a treia perioade a tabelului periodic Mendeleev. Prin urmare, structura atomului de sulf este descrisă după cum urmează:
Structura atomului de sulf indică faptul că este un nemetal, adică atomul de sulf este capabil atât să primească electroni, cât și să elibereze electroni:
Sarcina 15.1. Creați formule pentru compușii de sulf care conțin atomi de sulf cu stări de oxidare date.
substanță simplă" sulf» - mineral dur fragil Culoarea galbena, insolubil în apă. În natură se găsesc atât sulful nativ, cât și compușii săi: sulfuri, sulfați. Sulful, ca nemetal activ, reacționează ușor cu hidrogenul, oxigenul și aproape toate metalele și nemetalele:
Sarcina 15.2. Numiți compușii obținuți. Determinați ce proprietăți (agent oxidant sau agent reducător) prezintă sulful în aceste reacții.
Ca un nemetal tipic, substanța simplă sulful poate fi atât un agent oxidant, cât și un agent reducător:
Uneori, aceste proprietăți apar într-o singură reacție:
Deoarece atomul oxidant și atomul reducător sunt aceiași, pot fi „adăugați”, adică ambele procese necesită Trei atom de sulf.
Sarcina 15.3. Stabiliți coeficienții rămași în această ecuație.
Sulful poate reacționa cu acizi - agenți oxidanți puternici:
Astfel, fiind un nemetal activ, sulful formează mulți compuși. Să luăm în considerare proprietățile hidrogenului sulfurat, oxizilor de sulf și derivaților acestora.
Sulfat de hidrogen
H 2 S este hidrogen sulfurat, un gaz extrem de otrăvitor cu un miros urât de ou stricat. Mai corect ar fi să spunem că atunci când albușurile putrezesc, se descompun, eliberând hidrogen sulfurat.
Sarcina 15.4. Pe baza stării de oxidare a atomului de sulf din hidrogen sulfurat, preziceți ce proprietăți va prezenta acest atom în reacțiile redox.
Deoarece hidrogenul sulfurat este un agent reducător (atomul de sulf are cel mai jos stare de oxidare), se oxidează ușor. Oxigenul aerului oxidează hidrogenul sulfurat chiar și la temperatura camerei:
Arsuri de hidrogen sulfurat:
Hidrogenul sulfurat este ușor solubil în apă, iar soluția sa prezintă proprietățile foarte slab acid (hidrogen sulfurat H2S). Formează săruri sulfuri:
Întrebare. Cum poți obține hidrogen sulfurat dacă ai sulfură?
Hidrogenul sulfurat este produs în laboratoare acționând asupra sulfurilor mai puternice (decât H2S) acizi, de exemplu:
Dioxid de sulf și acid sulfuros
SO 2- dioxid de sulf cu miros înțepător de sufocare. Otrăvitoare. Se dizolvă în apă pentru a forma acid sulfuros:
Acest acid este de rezistență medie, dar foarte instabil, existând doar în soluții. Prin urmare, atunci când acționează asupra sărurilor sale - sulf aceasta s- alti acizi pot produce dioxid de sulf:
Când soluția rezultată este fiartă, acest acid se descompune complet.
Sarcina 15.5. Determinați gradul de oxidare a sulfului în dioxid de sulf, acid sulfuros, sulfit de sodiu.
Din starea de oxidare +4 pentru că sulful este intermediar, toți compușii enumerați pot fi atât agenți oxidanți, cât și reductori:
De exemplu:
Sarcina 15.6. Aranjați coeficienții în aceste scheme folosind metoda echilibrului electronic. Indicați ce proprietăți prezintă un atom de sulf cu starea de oxidare +4 în fiecare dintre reacții.
Proprietățile reducătoare ale dioxidului de sulf sunt utilizate în practică. Deci, când sunt restaurate, unele își pierd culoarea compusi organici Prin urmare, la albire se folosesc oxidul de sulf IV și sulfiții. Sulfitul de sodiu, dizolvat în apă, încetinește coroziunea țevilor, deoarece absoarbe cu ușurință oxigenul din apă, iar oxigenul este „vinovat” de coroziune:
Oxidându-se în prezența unui catalizator, dioxidul de sulf se transformă în anhidridă sulfurică SO 3:
Anhidridă sulfuric și acid sulfuric
Anhidrida sulfurica SO 3- lichid incolor care reactioneaza violent cu apa:
Acid sulfuric H2SO4- un acid puternic care concentrat forma absoarbe în mod activ umiditatea din aer (această proprietate este utilizată la uscarea diferitelor gaze) și din unele substanțe complexe:
Proprietățile fizice ale sulfului depind direct de modificarea alotropică. De exemplu, cea mai faimoasă modificare a sulfului este rombic, S₈. Este destul de fragil substanță cristalină Culoarea galbena.
Structura moleculei de sulf rombic S₈
Pe lângă cel rombic, există multe alte modificări, al căror număr, conform surse diferite, ajunge la trei duzini.
Proprietățile chimice ale elementului
La temperatura normala Activitatea chimică a sulfului este destul de mică. Dar atunci când este încălzit, sulful interacționează adesea cu toate substanțele simple, metale și nemetale.
S + O₂ → SO₂
Sulful este elementul cel mai importantîn viață și animale, este utilizat pe scară largă în industrie, de la medicină la dispozitive pirotehnice.
Acid sulfuric
Acidul sulfuric are formula H₂SO₄ și este cel mai puternic acid dibazic. Anterior, această substanță era numită ulei de vitriol deoarece acidul concentrat are o consistență groasă, uleioasă.
Acidul sulfuric se amestecă ușor cu apa, dar astfel de soluții trebuie preparate cu precauție: acid concentrat trebuie să-l turnați cu grijă în apă și în niciun caz invers.
Acidul sulfuric este o substanță caustică și poate dizolva unele. Prin urmare, este adesea folosit în exploatarea minereului. Acidul lasă arsuri severe pe piele, de aceea este extrem de important să urmați măsurile de siguranță atunci când lucrați cu el.
Obținerea „ulei de vitriol”
Industria folosește o metodă de contact pentru producerea SO₂ (dioxid de sulf) prin oxidarea dioxidului de sulf, care se formează în timpul arderii sulfului. În continuare, trioxidul de sulf SO₃ se obține din dioxidul de sulf, care este apoi dizolvat în acidul sulfuric cel mai concentrat. Soluția rezultată se numește oleum. Pentru a obține „ulei de vitriol”, oleum este diluat cu apă.
Proprietățile chimice ale acidului sulfuric
Atunci când interacționează cu metale, precum și cu carbonul și sulful, acidul sulfuric concentrat le oxidează:
Сu + 2H2SO4 (conc.) → CuSO4 + SO2 + 2H2O.
C(grafit) + 2H₂SO₄ (conc., orizontal) → CO₂ + 2SO₂ + 2H₂O
S + 2H₂SO₄ (conc.) → 3SO₂ + 2H₂O
Acidul diluat este capabil să reacționeze cu toate metalele care se află la stânga hidrogenului în seria de tensiune:
Fe + H2S04 (dil.) → FeS04 + H2
Zn + H₂SO₄ (dil.) → ZnSO₄ + H₂
În reacțiile cu baze, H₂SO₄ diluat formează sulfați și hidrosulfați:
H2S04 + NaOH → NaHS04 + H20;
H2S04 + 2NaOH → Na2SO4 + 2H2O.
Acest acid poate reacționa și cu oxizii bazici, rezultând sulfați:
CaO + H₂SO₄ → CaSO₄↓ + H₂O.
Hidrogenul sulfurat (H₂S) este un gaz incolor cu miros de ou putrezit. Este mai dens decât hidrogenul. Hidrogenul sulfurat este otrăvitor de moarte pentru oameni și animale. Chiar și o cantitate mică de ea în aer provoacă amețeli și greață, dar cel mai rău lucru este că după ce o inhalați mult timp, acest miros nu se mai simte. Cu toate acestea, pentru otrăvirea cu hidrogen sulfurat, există un antidot simplu: ar trebui să înfășurați o bucată de înălbitor într-o batistă, apoi să o umeziți și să adulmecați pachetul pentru o vreme. Hidrogenul sulfurat este produs prin reacția sulfului cu hidrogenul la o temperatură de 350 °C:
H2 + S → H2S
Aceasta este o reacție redox: în timpul acesteia, stările de oxidare ale elementelor care participă la ea se schimbă.
În condiții de laborator, hidrogenul sulfurat este produs prin tratarea sulfurei de fier cu acid sulfuric sau clorhidric:
FeS + 2HCl → FeCl2 + H2S
Aceasta este o reacție de schimb: în ea, substanțele care interacționează își schimbă ionii. Acest proces este de obicei efectuat folosind un aparat Kipp.
Aparatul Kipp
Proprietățile hidrogenului sulfurat
Când hidrogenul sulfurat arde, se formează oxid de sulf 4 și vapori de apă:
2H₂S + 3О₂ → 2Н₂О + 2SO₂
H₂S arde cu o flacără albăstruie, iar dacă țineți un pahar răsturnat deasupra lui, va apărea condens clar (apă) pe pereții săi.
Cu toate acestea, cu o ușoară scădere a temperaturii, această reacție decurge oarecum diferit: un strat gălbui de sulf liber va apărea pe pereții sticlei pre-răcite:
2H2S + O2 → 2H2O + 2S
Metoda industrială de producere a sulfului se bazează pe această reacție.
Când se aprinde un amestec gazos pre-preparat de hidrogen sulfurat și oxigen, are loc o explozie.
Reacția dintre hidrogen sulfurat și oxid de sulf (IV) produce, de asemenea, sulf liber:
2H2S + SO2 → 2H2O + 3S
Hidrogenul sulfurat este solubil în apă și trei volume din acest gaz se pot dizolva într-un volum de apă, formând acid hidrosulfurat slab și instabil (H₂S). Acest acid se mai numește și apă cu hidrogen sulfurat. După cum puteți vedea, formulele hidrogenului sulfurat de gaz și acidului de hidrogen sulfurat sunt scrise în același mod.
Dacă la acidul hidrosulfurat se adaugă o soluție de sare de plumb, se va forma un precipitat negru de sulfură de plumb:
H₂S + Pb(NO₃)₂ → PbS + 2HNO₃
Aceasta este o reacție calitativă pentru detectarea hidrogenului sulfurat. De asemenea, demonstrează capacitatea acidului hidrosulfurat de a intra în reacții de schimb cu soluții de sare. Astfel, orice sare solubilă de plumb este un reactiv pentru hidrogen sulfurat. Unele alte sulfuri metalice au si o culoare caracteristica, de exemplu: sulfura de zinc ZnS - alb, sulfura de cadmiu CdS - galben, sulfura de cupru CuS - negru, sulfura de antimoniu Sb₂S₃ - rosu.
Apropo, hidrogenul sulfurat este un gaz instabil și, atunci când este încălzit, se descompune aproape complet în hidrogen și sulf liber:
H₂S → H₂ + S
Hidrogenul sulfurat interacționează intens cu solutii apoase halogeni:
H₂S + 4Cl₂ + 4H2O→ H₂SO₄ + 8HCI
Hidrogen sulfurat în natură și activitatea umană
Hidrogenul sulfurat face parte din gazele vulcanice, gazele naturale și gazele asociate câmpurilor petroliere. Există multe în natură ape minerale, de exemplu, în Marea Neagră se află la o adâncime de 150 de metri și mai jos.
Se folosește hidrogen sulfurat:
- în medicină (tratament cu băi cu hidrogen sulfurat și ape minerale);
- în industrie (producția de sulf, acid sulfuric și sulfuri);
- în chimia analitică (pentru precipitarea sulfurilor de metale grele, care sunt de obicei insolubile);
- în sinteza organică (pentru a produce analogi de sulf ai alcoolilor organici (mercaptani) și tiofen (hidrocarbură aromatică care conține sulf). Un alt domeniu recent apărut în știință este energia hidrogenului sulfurat. Producția de energie din depozitele de hidrogen sulfurat din fundul Mării Negre. este serios studiat.
Natura reacțiilor redox de sulf și hidrogen
Reacția de formare a hidrogenului sulfurat este redox:
Н₂⁰ + S⁰→ H₂⁺S²⁻
Procesul de interacțiune a sulfului cu hidrogenul este ușor de explicat prin structura atomilor lor. Hidrogenul ocupă primul loc în tabelul periodic, prin urmare, sarcina sa nucleul atomic este egal cu (+1) și 1 electron se învârte în jurul nucleului atomului. Hidrogenul își renunță cu ușurință electronul atomilor altor elemente, transformându-se într-un ion de hidrogen încărcat pozitiv - un proton:
Н⁰ -1е⁻= Н⁺
Sulful se află pe poziția șaisprezece în tabelul periodic. Aceasta înseamnă că sarcina nucleului atomului său este (+16), iar numărul de electroni din fiecare atom este, de asemenea, 16e⁻. Locația sulfului în a treia perioadă sugerează că cei șaisprezece electroni ai săi se rotesc în jurul nucleului atomic, formând 3 straturi, ultimul dintre care conține 6 electroni de valență. Numărul de electroni de valență ai sulfului corespunde cu numărul grupului VI în care se află în tabelul periodic.
Deci, sulful poate dona toți cei șase electroni de valență, ca în cazul formării oxidului de sulf(VI):
2S⁰ + 3O2⁰ → 2S⁺⁶O₃⁻²
În plus, ca urmare a oxidării sulfului, 4e⁻ poate fi cedat de atomul său unui alt element pentru a forma oxid de sulf(IV):
S⁰ + O2⁰ → S⁺4 O2⁻²
Sulful poate dona, de asemenea, doi electroni pentru a forma clorura de sulf(II):
S⁰ + Cl2⁰ → S⁺² Cl2⁻
În toate cele trei reacții de mai sus, sulful donează electroni. În consecință, se oxidează, dar în același timp acționează ca agent reducător pentru atomii de oxigen O și clor Cl. Cu toate acestea, în cazul formării H2S, oxidarea este lotul atomilor de hidrogen, deoarece ei sunt cei care pierd electroni, restabilind nivelul de energie externă al sulfului de la șase electroni la opt. Ca rezultat, fiecare atom de hidrogen din molecula sa devine un proton:
Н2⁰-2е⁻ → 2Н⁺,
iar molecula de sulf, dimpotrivă, fiind redusă, se transformă într-un anion încărcat negativ (S⁻²): S⁰ + 2е⁻ → S⁻²
Astfel, în reactie chimicaÎn formarea hidrogenului sulfurat, agentul de oxidare este sulful.
Din punctul de vedere al manifestării sulfului în diferite stări de oxidare, o altă interacțiune interesantă între oxidul de sulf(IV) și hidrogenul sulfurat este reacția de a produce sulf liber:
2H₂⁺S-²+ S⁺⁴О₂-²→ 2H₂⁺O-²+ 3S⁰
După cum se poate observa din ecuația reacției, atât agentul de oxidare, cât și agentul de reducere din acesta sunt ioni de sulf. Doi anioni de sulf (2-) donează doi dintre electronii lor atomului de sulf din molecula de oxid de sulf (II), drept urmare toți cei trei atomi de sulf sunt reduși la sulf liber.
2S-² - 4е⁻→ 2S⁰ - agent reducător, oxidează;
S⁺⁴ + 4е⁻→ S⁰ - agent oxidant, redus.
