OVR v článku sú špeciálne zvýraznené farebne. Venujte im osobitnú pozornosť. Tieto rovnice sa môžu pri skúške zachytiť.
Zriedená kyselina sírová sa chová ako iné kyseliny, skrýva svoje oxidačné schopnosti:
A ešte jedna vec, na ktorú si treba pamätať zriedená kyselina sírová: to nereaguje s olovom... Kus olova hodený do zriedeného H2SO4 je pokrytý vrstvou nerozpustného síranu olovnatého (pozri tabuľku rozpustnosti) a reakcia sa okamžite zastaví.
Oxidačné vlastnosti kyseliny sírovej
- ťažká olejovitá kvapalina, neprchavá, bez chuti a zápachu
Vďaka síre v oxidačnom stave získava +6 (najvyššia) kyselina sírová silné oxidačné vlastnosti.
Pravidlo pre úlohu 24 (stará A24) pri príprave roztokov kyseliny sírovej nikdy by si do toho nemal nalievať vodu... Koncentrovaná kyselina sírová by sa mala za stáleho miešania naliať do vody tenkým prúdom.
Interakcia koncentrovanej kyseliny sírovej s kovmi
Tieto reakcie sú prísne štandardizované a riadia sa schémou:
H2SO4 (koncentrovaný) + Kov → síran kovu + H2O + produkt so zníženou sírou.
Existujú dve nuansy:
1) Hliník, železo a chróm nereagujte s H2SO4 (koncentrovaným) za normálnych podmienok z dôvodu pasivácie. Je potrebné ho zohriať.
2) C. platina a zlato H2SO4 (conc) vôbec nereaguje.
síra v koncentrovaná kyselina sírová - oxidačné činidlo
- znamená to, že sa sám zotaví;
- stupeň oxidácie, na ktorú sa redukuje síra, závisí od kovu.
zvážiť diagram oxidácie síry:
- pred -2 síra môže byť obnovená iba veľmi aktívnymi kovmi - v sérii napätí do a vrátane hliníka.
Reakcie budú nasledovať:
8Li + 5H 2 SO 4( koniec .) → 4Li 2 SO 4 + 4H 2 O + H 2 S
4Mg + 5H 2 SO 4( koniec .) → 4MgSO 4 + 4H 2 O + H 2 S
8 Al + 15 H 2 SO 4( koniec .) (t) → 4Al 2 (SO 4 ) 3 + 12 H 2 O + 3H 2 S
- v interakcii H2SO4 (konc.) s kovmi v sérii stresov po hliníku, ale pred železom, to znamená, že pri kovoch s priemernou aktivitou sa síra redukuje na 0 :
3Mn + 4H 2 SO 4( koniec .) → 3MnSO 4 + 4H 2 O + S ↓
2Cr + 4H 2 SO 4( koniec .) (t) → Kr 2 (SO 4 ) 3 + 4H 2 O + S ↓
3Zn + 4H 2 SO 4( koniec .) → 3ZnSO 4 + 4H 2 O + S ↓
- všetky ostatné kovy, počnúc železom v sérii napätí (vrátane tých po vodíku, samozrejme okrem zlata a platiny) môže byť síra znížená iba na +4. Pretože sa jedná o nízkoaktívne kovy:
2 fe + 6 H 2 SO 4 (konc.) ( t)→ fe 2 ( SO 4 ) 3 + 6 H 2 O + 3 SO 2
(všimnite si, že železo oxiduje na +3, do čo najvyššieho a najvyššieho oxidačného stavu, pretože pracuje so silným oxidačným činidlom)
Cu + 2H 2 SO 4( koniec .) → CuSO 4 + 2 H 2 O + SO 2
2 Ag + 2 H 2 SO 4( koniec .) → Ag 2 SO 4 + 2 H 2 O + SO 2
Samozrejme, všetko je relatívne. Hĺbka regenerácie bude závisieť od mnohých faktorov: koncentrácia kyseliny (90%, 80%, 60%), teplota atď. Preto nie je možné s istotou predpovedať výrobky. Vyššie uvedená tabuľka má tiež svoje vlastné percento priblíženia, ale môžete ju použiť. Je tiež potrebné pamätať na to, že pri jednotnej štátnej skúške, keď nie je uvedený produkt so zníženou sírou a kov sa nelíši v konkrétnej činnosti, potom kompilátory s najväčšou pravdepodobnosťou znamenajú SO 2. Musíte sa pozrieť na situáciu a hľadať indície v podmienkach.
SO 2 - Toto je všeobecne častý produkt OVR za účasti konc. kyselina sírová.
H2SO4 (koncentrovaný) niektoré oxiduje nekovy (ktoré vykazujú redukčné vlastnosti), spravidla na maximum - najvyšší oxidačný stav (vzniká oxid tohto nekovu). V tomto prípade sa síra tiež redukuje na SO 2:
C + 2H 2 SO 4( koniec .) → CO 2 + 2 H 2 O + 2SO 2
2P + 5H 2 SO 4( koniec .) → str 2 O 5 + 5 H 2 O + 5SO 2
Čerstvo vytvorený oxid fosforečný (V) reaguje s vodou za vzniku kyseliny ortofosforečnej. Preto sa reakcia zaznamená okamžite:
2P + 5H 2 SO 4( koniec ) → 2H 3 PO 4 + 2 H 2 O + 5SO 2
To isté platí pre bór a mení sa na kyselinu ortoboritú:
2B + 3H 2 SO 4( koniec ) → 2H 3 BO 3 + 3SO 2
Interakcia síry s oxidačným stavom +6 (v kyseline sírovej) s „inou“ sírou (v inej zlúčenine) je veľmi zaujímavá. USE skúma interakciu H2SO4 (konc.) so sírou (jednoduchá látka) a sírovodíkom.
Začnime interakciou síra (jednoduchá látka) s koncentrovanou kyselinou sírovou... V jednoduchej látke je oxidačný stav 0, v kyseline +6. V tomto OVR bude síra +6 oxidovať síru 0. Pozrime sa na diagram oxidačných stavov síry:
Síra 0 bude oxidovaná a síra +6 bude redukovaná, to znamená zníži oxidačný stav. Oxid siričitý sa bude uvoľňovať:
2 H 2 SO 4 (konc.) + S → 3 SO 2 + 2 H 2 O
Ale v prípade sírovodíka:
Síra (jednoduchá látka) a oxid siričitý vznikajú:
H 2 SO 4( koniec .) + H 2 S → S ↓ + SO 2 + 2 H 2 O
Tento princíp môže často pomôcť pri určovaní produktu ORP, kde oxidačné činidlo a redukčné činidlo sú rovnaké prvky, v rôznych oxidačných stavoch. Oxidačné činidlo a redukčné činidlo „idú k sebe“ v schéme oxidačného stavu.
H2SO4 (koniec), každopádne, interaguje s halogenidmi... Iba tu je potrebné pochopiť, že fluór a chlór sú „sami s fúzmi“ a oRP sa nevyskytuje pri fluoridoch a chloridochprebieha obvyklý proces iónovej výmeny, počas ktorého vzniká plynný halogenovodík:
CaCl2 + H2S04 (konc.) → CaS04 + 2HCI
CaF2 + H2S04 (konc.) → CaS04 + 2HF
Ale halogény v zložení bromidov a jodidov (ako aj v zložení zodpovedajúcich halogenovodíkov) sa na ňu oxidujú na voľné halogény. Iba tu sa síra redukuje rôznymi spôsobmi: jodid je silnejším redukčným činidlom ako bromid. Preto jodid redukuje síru na sírovodík a bromid na oxid siričitý:
2H 2 SO 4( koniec .) + 2NaBr → Na 2 SO 4 + 2 H 2 O + SO 2 + Br 2
H 2 SO 4( koniec .) + 2HBr → 2H 2 O + SO 2 + Br 2
5H 2 SO 4( koniec .) + 8NaI → 4Na 2 SO 4 + 4H 2 O + H 2 S + 4I 2 ↓
H 2 SO 4( koniec .) + 8HI → 4H 2 O + H 2 S + 4I 2 ↓
Chlorovodík a fluorovodík (rovnako ako ich soli) sú odolné voči oxidačnému pôsobeniu H2SO4 (koncentrované).
A na záver posledná vec: je jedinečný pre koncentrovanú kyselinu sírovú, nikto iný to nedokáže. Ona má drenážny majetok.
To umožňuje použitie koncentrovanej kyseliny sírovej rôznymi spôsobmi:
Po prvé, odvlhčovanie látok. Koncentrovaná kyselina sírová odvádza vodu z látky a tá „vyschne“.
Po druhé, katalyzátor pri reakciách, pri ktorých sa odštiepi voda (napríklad pri dehydratácii a esterifikácii):
H3C - COOH + HO - CH3 (H2S04 (koncentr.)) → H3C - C (O) –O - CH3 + H20
H3C - CH2-OH (H2S04 (konc.)) → H2C \u003d CH2 + H20
Kyselina sírová je anorganická, dvojsýtna, prchavá kyselina so strednou silou. Krehká zlúčenina známa iba vo vodných roztokoch v koncentrácii nie vyššej ako šesť percent. Pri pokuse o izoláciu čistej kyseliny sírovej sa rozkladá na oxid sírový (SO2) a vodu (H2O). Napríklad keď je vystavený pôsobeniu koncentrovanej kyseliny sírovej (H2SO4) na siričitane sodnom (Na2S03), namiesto kyseliny sírovej sa uvoľňuje oxid siričitý (SO2). Takto vyzerá daná reakcia:
Na2SO3 (siričitan sodný) + H2SO4 (kyselina sírová) \u003d Na2SO4 (síran sodný) + SO2 (oxid siričitý) + H2O (voda)
Roztok kyseliny sírovej
Pri jeho skladovaní je potrebné vylúčiť prístup vzduchu. V opačnom prípade sa kyselina sírová, ktorá pomaly absorbuje kyslík (O2), zmení na kyselinu sírovú.
2H2SO3 (kyselina sírová) + O2 (kyslík) \u003d 2H2SO4 (kyselina sírová)
Roztoky kyseliny sírovej majú pomerne špecifický zápach (pripomínajúci zápach, ktorý zostáva po zapálení zápalky), ktorého prítomnosť možno vysvetliť prítomnosťou oxidu siričitého (SO2), ktorý nie je chemicky viazaný vodou.
Chemické vlastnosti kyseliny sírovej
1.H2SO3) sa môže použiť ako redukčné alebo oxidačné činidlo.
H2SO3 je dobré redukčné činidlo. S jeho pomocou je možné získať halogénvodíky z voľných halogénov. Napríklad:
H2SO3 (kyselina sírová) + Cl2 (chlór, plyn) + H2O (voda) \u003d H2SO4 (kyselina sírová) + 2HCl (kyselina chlorovodíková)
Ale pri interakcii so silnými redukčnými činidlami bude táto kyselina pôsobiť ako oxidačné činidlo. Príkladom je reakcia kyseliny sírovej so sírovodíkom:
H2SO3 (kyselina sírová) + 2H2S (sírovodík) \u003d 3S (síra) + 3H2O (voda)
2. Chemická zlúčenina, ktorú uvažujeme, tvorí dva formy - siričitany (stredné) a hydrosulfity (kyslé). Tieto soli sú redukčné činidlá, ako je kyselina sírová (H2SO3). Pri ich oxidácii vznikajú soli kyseliny sírovej. Pri kalcinácii siričitanov aktívnych kovov sa tvoria sírany a sulfidy. Toto je samooxidačná-samoliečebná reakcia. Napríklad:
4Na2SO3 (siričitan sodný) \u003d Na2S + 3Na2SO4 (síran sodný)
Siričitany sodné a draselné (Na2SO3 a K2SO3) sa používajú na farbenie tkanín v textilnom priemysle, na bielenie kovov, ako aj na fotografovanie. Hydrosulfit vápenatý (Ca (HSO3) 2), ktorý existuje iba v roztoku, sa používa na spracovanie dreveného materiálu na špeciálnu siričitanovú celulózu. Potom z neho vyrobia papier.
Použitie kyseliny sírovej
Kyselina sírová sa používa:
Na odfarbenie vlny, hodvábu, drevnej buničiny, papiera a iných podobných látok, ktoré nevydržia bielenie silnejšími oxidantmi (napr. Chlór);
Ako konzervačná látka a antiseptikum, napríklad na zabránenie fermentácii obilia po získaní škrobu alebo na zabránenie procesu fermentácie vo vínnych sudoch;
Na konzervovanie potravín, napríklad pri konzervovaní zeleniny a ovocia;
Pri spracovaní na siričitanovú celulózu, z ktorej sa potom získava papier. V tomto prípade sa použije roztok hydrogénsiričitanu vápenatého (Ca (HSO3) 2), ktorý rozpúšťa lignín, špeciálnu látku, ktorá viaže celulózové vlákna.
Kyselina sírová: získanie
Túto kyselinu je možné získať rozpustením oxidu siričitého (SO2) vo vode (H2O). Budete potrebovať koncentrovanú kyselinu sírovú (H2SO4), meď (Cu) a skúmavku. Algoritmus akcií:
1. Opatrne nalejte koncentrovanú kyselinu sírovú do skúmavky a potom tam vložte kúsok medi. Ohriať. Nastane nasledujúca reakcia:
Cu (meď) + 2H2SO4 (kyselina sírová) \u003d CuSO4 (síran sírový) + SO2 (oxid siričitý) + H2O (voda)
2. Prúd oxidu siričitého musí smerovať do skúmavky s vodou. Keď sa rozpustí, čiastočne sa vyskytuje vo vode, v dôsledku čoho vzniká kyselina sírová:
SO2 (oxid siričitý) + H2O (voda) \u003d H2SO3
Takže pri prechode oxidu siričitého cez vodu môžete získať kyselinu sírovú. Stojí za zváženie, že tento plyn dráždi membrány dýchacích ciest, môže spôsobiť zápal, ako aj stratu chuti do jedla. Pri dlhodobom vdychovaní je možná strata vedomia. S týmto plynom musí byť manipulované s maximálnou opatrnosťou a pozornosťou.
Síra je prvkom šiestej skupiny tretej periódy periodického systému Mendelejeva. Štruktúra atómu síry je preto znázornená takto:
Štruktúra atómu síry naznačuje, že ide o nekov, to znamená, že atóm síry je schopný prijímať elektróny aj sa ich vzdať:
Úloha 15.1. Vypracujte vzorce zlúčenín síry obsahujúcich atómy síry s danými oxidačnými stavmi.
Jednoduchá látka “ síra„- tvrdý, krehký žltý minerál, nerozpustný vo vode. V prírode sa nachádza prírodná síra aj jej zlúčeniny: sulfidy, sírany. Síra ako aktívny nekov ľahko reaguje s vodíkom, kyslíkom, takmer so všetkými kovmi a nekovmi:
Úloha 15.2. Pomenujte získané zlúčeniny. Určte, aké vlastnosti (oxidačné alebo redukčné činidlo) má síra v týchto reakciách.
Ako typický nekov môže byť jednoduchá látka síra ako oxidačné činidlo, tak aj redukčné činidlo:
Niekedy sa tieto vlastnosti prejavia jednou reakciou:
Pretože oxidačný atóm a redukčný atóm sú rovnaké, je možné ich „pridať“, to znamená, že je potrebné obidva procesy tri atóm síry.
Úloha 15.3. Usporiadajte zvyšok koeficientov v tejto rovnici.
Síra môže reagovať s kyselinami - silnými oxidačnými činidlami:
Síra je teda aktívnym nekovom, preto tvorí veľa zlúčenín. Zvážte vlastnosti sírovodíka, oxidov síry a ich derivátov.
Sírovodík
H 2 S - sírovodík, veľmi jedovatý plyn s nepríjemným zápachom po skazených vajciach. Bolo by správnejšie povedať, že vaječné bielka sa počas rozpadu rozkladajú a uvoľňujú sírovodík.
Pridelenie 15.4... Na základe oxidačného stavu atómu síry v sírovodíku predpovedajte, aké vlastnosti bude mať tento atóm pri redoxných reakciách.
Pretože sírovodík je redukčné činidlo (atóm síry má podradný oxidačný stav), ľahko sa oxiduje. Vzduchový kyslík oxiduje sírovodík aj pri izbovej teplote:
Popáleniny sírovodíkom:
Sírovodík je mierne rozpustný vo vode a jeho roztok vykazuje vlastnosti veľmi slabá kyselina (sírovodík H 2 S). Tvorí soli sulfidy:
Otázka. Ako získať sírovodík so sulfidom?
Sírovodík v laboratóriách sa získava pôsobením na sulfidy silnejšie (ako H 2 S) kyseliny, napríklad:
Oxid siričitý a kyselina sírová
SO 2- oxid siričitý so štipľavým dusivým zápachom. Jedovaté. Rozpúšťa sa vo vode a vytvára kyselinu sírovú:
Táto stredne silná kyselina, ale veľmi nestabilná, existuje iba v roztokoch. Preto, keď pôsobí na svoje soli - sulfo tos - iné kyseliny môžu produkovať oxid siričitý:
Keď sa výsledný roztok varí, táto kyselina sa úplne rozloží.
Úloha 15.5. Stanovte oxidačný stav síry v oxide siričitom, kyseline sírovej, siričitane sodnom.
Od oxidačného stavu +4 pre síru je medziprodukt, všetky uvedené zlúčeniny môžu byť oxidačné aj redukčné činidlá:
Napríklad:
Úloha 15.6. Usporiadajte koeficienty v týchto schémach pomocou metódy elektronického vyváženia. Uveďte vlastnosti atómu síry s oxidačným stavom +4 v každej z reakcií.
V praxi sa uplatňujú redukčné vlastnosti oxidu siričitého. Takže počas redukcie strácajú niektoré organické zlúčeniny svoju farbu, preto sa na bielenie používa oxid siričitý IV a siričitany. Siričitan sodný, rozpustený vo vode, spomaľuje koróziu potrubí, pretože ľahko absorbuje kyslík z vody, konkrétne, kyslík je „vinníkom“ korózie:
Oxid siričitý oxidovaný v prítomnosti katalyzátora sa mení na anhydrid kyseliny sírovej SO 3:
Anhydrid kyseliny sírovej a kyselina sírová
Anhydrid kyseliny sírovej SO 3 - bezfarebná kvapalina, ktorá prudko reaguje s vodou:
Kyselina sírová H2SO4 je silná kyselina, ktorá koncentrovaný forma aktívne absorbuje vlhkosť zo vzduchu (táto vlastnosť sa používa pri sušení rôznych plynov) a z niektorých zložitých látok:
Fyzikálne vlastnosti síry priamo závisia od alotropickej modifikácie. Napríklad najznámejšia modifikácia síry je kosoštvorec, S₈. Je to dosť krehká žltá kryštalická látka.
Molekulová štruktúra rombickej síry S₈
Okrem rombiku existuje aj veľa ďalších úprav, ktorých počet podľa rôznych zdrojov dosahuje tri desiatky.
Chemické vlastnosti prvku
Za normálnych teplôt je reaktivita síry dosť nízka. Ale pri zahriatí síra často interaguje so všetkými jednoduchými látkami, kovmi a nekovmi.
S + O₂ → SO₂
Síra je základným prvkom v živote a zvieratách a je široko používaná v priemyselných odvetviach od medicíny po pyrotechnické zariadenia.
Kyselina sírová
Kyselina sírová má vzorec H2S04 a je najsilnejšou dikyselinou. Predtým sa tejto látke hovorilo vitriolový olej, pretože koncentrovaná kyselina má hustú olejovitú konzistenciu.
Kyselina sírová sa ľahko mieša s vodou, ale takéto roztoky je potrebné pripravovať opatrne: koncentrovanú kyselinu je potrebné opatrne naliať do vody a v žiadnom prípade nie naopak.
Kyselina sírová je žieravá látka, ktorá môže niektoré rozpustiť. Preto sa často používa pri ťažbe rúd. Kyselina zanecháva na pokožke silné popáleniny, preto je pri práci s ňou mimoriadne dôležité dodržiavať bezpečnostné opatrenia.
Získanie „vitriolového oleja“
Priemysel využíva kontaktnú metódu získavania oxidáciou oxidu siričitého, ktorý vzniká pri spaľovaní síry - SO₂ (oxid siričitý). Ďalej sa oxid siričitý S03 získava z oxidu siričitého, ktorý sa potom rozpustí v najkoncentrovanejšej kyseline sírovej. Výsledné riešenie je tzv olea... Na získanie "vitriolového oleja" sa oleum zriedi vodou.
Chemické vlastnosti kyseliny sírovej
Pri interakcii s kovmi, ako aj s uhlíkom a sírou, ich koncentrovaná kyselina sírová oxiduje:
Cu + 2H₂SO₄ (koncentr.) → CuSO₄ + SO₂ + 2H20.
C (grafit) + 2H₂SO₄ (koncentr., Horizontálne) → CO₂ + 2SO₂ + 2H₂O
S + 2H₂SO₄ (konc.) → 3SO₂ + 2H20
Zriedená kyselina je schopná reagovať so všetkými kovmi naľavo od vodíka v sérii napätí:
Fe + H₂SO₄ (rozšírené) → FeSO₄ + H₂
Zn + H₂SO₄ (rozdelené) → ZnSO₄ + H₂
Pri reakciách s bázami zriedi H₂SO₄ sírany a hydrosírany:
H202 + NaOH → NaHS03 + H20;
H202 + 2NaOH → Na2SO2 + 2H20.
Táto kyselina môže tiež reagovať s bázickými oxidmi a získajú sa sírany:
CaO + H₂SO₄ → CaSO₄ ↓ + H₂O.
Sírovodík (H₂S) je bezfarebný plyn, ktorý vonia ako pokazené vajcia. Hustota je ťažšia ako vodík. Sírovodík je smrteľne jedovatý pre ľudí a zvieratá. Aj jeho nevýznamný obsah vo vzduchu spôsobuje závraty a nevoľnosť, najhoršie však je, že pri dlhodobom vdychovaní už tento zápach nie je cítiť. V prípade otravy sírovodíkom však existuje jednoduché antidotum: kúsok bielidla je potrebné zabaliť do vreckovky, potom navlhčiť a chvíľu na ňu čuchať. Sírovodík sa vyrába interakciou síry s vodíkom pri teplote 350 ° C:
H + S → H₂S
Toto je redoxná reakcia: počas nej sa menia oxidačné stavy prvkov, ktoré sa na nej podieľajú.
V laboratórnych podmienkach sa sírovodík získava pôsobením na sulfid železa s kyselinou sírovou alebo chlorovodíkovou:
FeS + 2HCl → FeCl3 + H₂S
Toto je výmenná reakcia: v nej si interagujúce látky vymieňajú svoje ióny. Tento proces sa zvyčajne uskutočňuje pomocou Kippovho prístroja.
Kippov prístroj
Vlastnosti sírovodíka
Pri horení sírovodíka vzniká oxid siričitý 4 a vodná para:
2H₂S + 3О₂ → 2Н₂О + 2SO₂
H₂S horí modravým plameňom a ak nad ním držíte obrátenú kadičku, na jej stenách sa objaví priehľadná kondenzácia (voda).
S miernym poklesom teploty však táto reakcia prebieha trochu inak: na stenách predchladeného pohára sa objaví žltkastý výkvet voľnej síry:
2H₂S + О₂ → 2Н₂О + 2S
Na tejto reakcii je založený priemyselný spôsob výroby síry.
Pri zapálení predbežne pripravenej plynnej zmesi sírovodíka a kyslíka dôjde k výbuchu.
Reakcia sírovodíka a oxidu sírovitého tiež umožňuje získať voľnú síru:
2H₂S + SО₂ → 2Н₂О + 3S
Sírovodík je rozpustný vo vode a tri objemy tohto plynu sa môžu rozpustiť v jednom objeme vody a vytvoriť slabú a nestabilnú kyselinu sírovodíkovú (HS). Táto kyselina sa nazýva aj sírovodíková voda. Ako vidíte, vzorce plynného sírovodíka a kyseliny sírovodíkovej sú napísané rovnako.
Ak sa k kyseline sírovodíkovej pridá roztok olovnatej soli, vytvorí sa čierna zrazenina sulfidu olovnatého:
H₂S + Pb (NO₃) ₂ → PbS + 2HNO₃
Toto je kvalitatívna reakcia na detekciu sírovodíka. Tiež demonštruje schopnosť kyseliny sírovodíkovej vstupovať do výmenných reakcií s roztokmi solí. Akákoľvek rozpustná olovnatá soľ je teda činidlom pre sírovodík. Niektoré ďalšie sulfidy kovov majú tiež charakteristické sfarbenie, napríklad: sulfid zinočnatý ZnS - biely, sulfid kademnatý CdS - žltý, sulfid meďnatý CuS - čierny, sulfid antimonitý Sb₂S₃ - červený.
Mimochodom, sírovodík je nestabilný plyn a pri zahrievaní sa takmer úplne rozloží na vodík a voľnú síru:
H₂S → Н₂ + S
Sírovodík intenzívne interaguje s vodnými roztokmi halogénov:
H2S + 4Cl3 + 4H20 → HsSO3 + 8HCl
Sírovodík v prírode a v ľudskom živote
Sírovodík je súčasťou sopečných plynov, zemného plynu a plynov spojených s ropnými poliami. Je ho veľa v prírodných minerálnych vodách, napríklad v Čiernom mori, leží v hĺbke 150 metrov a menej.
Používa sa sírovodík:
- v medicíne (ošetrenie sírovodíkovými kúpeľmi a minerálnymi vodami);
- v priemysle (výroba síry, kyseliny sírovej a sulfidov);
- v analytickej chémii (na vyzrážanie sulfidov ťažkých kovov, ktoré sú zvyčajne nerozpustné);
- v organickej syntéze (na výrobu sírnych analógov organických alkoholov (merkaptánov) a tiofénu (síra obsahujúcich aromatických uhľovodíkov). Ďalšou z oblastí vedy, ktorá sa v poslednej dobe objavuje, je energia sírovodíka. Výroba energie z ložísk sírovodíka zo spodnej časti Čierneho mora sa vážne študuje.
Podstata redoxných reakcií síry a vodíka
Reakcia tvorby sírovodíka je redoxná:
Н₂⁰ + S⁰ → H₂⁺S²⁻
Proces interakcie síry s vodíkom sa dá ľahko vysvetliť štruktúrou ich atómov. Vodík je v periodickej sústave na prvom mieste, preto je náboj jeho atómového jadra (+1) a okolo jadra atómu krúži 1 elektrón. Vodík ľahko vzdáva svoj elektrón atómom iných prvkov a mení sa na kladne nabitý vodíkový ión - protón:
Н⁰ -1е⁻ \u003d Н⁺
Síra je v periodickej tabuľke na šestnástej pozícii. To znamená, že náboj jadra jeho atómu je (+16) a počet elektrónov v každom atóme je tiež 16e⁻. Umiestnenie síry v tretej perióde naznačuje, že jej šestnásť elektrónov krúži okolo atómového jadra a tvoria 3 vrstvy, z ktorých posledná má 6 valenčných elektrónov. Počet valenčných elektrónov síry zodpovedá počtu skupín VI, v ktorých sa nachádza v periodickej tabuľke.
Síra teda môže darovať všetkých šesť valenčných elektrónov, ako v prípade tvorby oxidu siričitého (VI):
2S⁰ + 3O2⁰ → 2S⁺⁶O₃⁻²
Okrem toho môže byť v dôsledku oxidácie síry atóm 4e⁻ daný svojim atómom inému prvku za tvorby oxidu sírovitého:
S⁰ + О2⁰ → S⁺4 O2⁻²
Síra môže tiež darovať dva elektróny za vzniku chloridu sírneho:
S⁰ + Cl2⁰ → S⁺² Cl2⁻
Pri všetkých troch vyššie uvedených reakciách síra daruje elektróny. V dôsledku toho sa oxiduje, ale súčasne pôsobí ako redukčné činidlo pre atómy kyslíka O a chlór Cl. Avšak v prípade tvorby H2S je oxidácia veľkým počtom atómov vodíka, pretože sú to práve ony, ktoré strácajú elektróny a obnovujú hladinu vonkajšej energie síry zo šiestich elektrónov na osem. Výsledkom je, že každý atóm vodíka v jeho molekule sa stáva protónom:
Н2⁰-2е⁻ → 2Н⁺,
a molekula síry sa naopak redukuje a mení sa na záporne nabitý anión (S2): S2 + 2E⁻ → S2
Pri chemickej reakcii tvorby sírovodíka teda ako oxidant účinkuje síra.
Z hľadiska prejavu síry rôznych oxidačných stavov je zaujímavá aj ďalšia interakcia oxidu sírovitého a sírovodíka - reakcia na získanie voľnej síry:
2H₂⁺S-² + S⁺⁴О₂-² → 2H₂⁺O-² + 3S⁰
Ako je zrejmé z reakčnej rovnice, ióny síry sú oxidačné aj redukčné činidlá. Dva anióny síry (2-) darujú dva svoje elektróny na atóm síry v molekule oxidu síry (II), v dôsledku čoho sa všetky tri atómy síry redukujú na voľnú síru.
2S-² - 4е⁻ → 2S⁰ - redukčné činidlo, oxidované;
S⁺⁴ + 4е⁻ → S⁰ - oxidačné činidlo, redukované.
