Διοξείδιο του θείου - φυσικές ιδιότητες, παραγωγή και εφαρμογή. Παραγωγή υδρόθειου Υδρόθειο Διοξείδιο του θείου

Φυσικές ιδιότητες

Αέριο, άχρωμο, με μυρωδιά σάπιων αυγών, δηλητηριώδες, διαλυτό στο νερό (σε 1 VH 2 O διαλύει 3 V H 2 S σε αρ.); t °pl. = -86°C; t °b. = -60°C.

Επίδραση του υδρόθειου στο σώμα:

Το υδρόθειο όχι μόνο μυρίζει άσχημα, είναι επίσης εξαιρετικά τοξικό. Όταν αυτό το αέριο εισπνέεται σε μεγάλες ποσότητες, εμφανίζεται γρήγορα παράλυση των αναπνευστικών νεύρων και τότε το άτομο παύει να μυρίζει - αυτός είναι ο θανάσιμος κίνδυνος του υδρόθειου.

Πολλές είναι οι περιπτώσεις δηλητηρίασης με επιβλαβή αέρια όταν τα θύματα ήταν εργάτες που επισκεύαζαν αγωγούς. Αυτό το αέριο είναι βαρύτερο, επομένως συσσωρεύεται σε τρύπες και πηγάδια, από όπου δεν είναι τόσο εύκολο να βγει γρήγορα.

Παραλαβή

1) H 2 + S → H 2 S (σε t)

2) FeS + 2 HCl → FeCl 2 + H 2 S

Χημικές ιδιότητες

1) Λύση H 2 μικρό στο νερό είναι ασθενές διβασικό οξύ.

Η διάσπαση γίνεται σε δύο στάδια:

H 2 S → H + + HS - (πρώτο στάδιο, σχηματίζεται ιόν υδροσουλφιδίου)

HS - → 2 H + + S 2- (δεύτερο επίπεδο)

Το υδρόθειο σχηματίζει δύο σειρές αλάτων - μέτρια (σουλφίδια) και όξινα (υδροσουλφίδια):

Να 2 μικρό- θειούχο νάτριο;

CaS– θειούχο ασβέστιο,

NaHS– υδρόθειο νάτριο,

Ca( H.S.) 2 – υδροσουλφίδιο ασβεστίου.

2) Αλληλεπιδρά με βάσεις:

H 2 S + 2 NaOH ( περίσσεια ) → Na 2 S + 2 H 2 O

H 2 S ( περίσσεια ) + NaOH → Na H S + H 2 O

3) H 2 μικρό παρουσιάζει πολύ ισχυρές αναπλαστικές ιδιότητες:

H 2 S -2 + Br 2 → S 0 + 2HBr

H 2 S -2 + 2FeCl 3 → 2FeCl 2 + S 0 + 2HCl

H 2 S -2 + 4Cl 2 + 4H 2 O → H 2 S +6 O 4 + 8HCl

3H 2 S -2 + 8HNO 3 (συμπ.) → 3H 2 S +6 O 4 + 8NO + 4H 2 O

H 2 S -2 + H 2 S +6 O 4 (συμπ.) →S 0 + S +4 O 2 + 2H 2 O

(όταν θερμαίνεται, η αντίδραση προχωρά διαφορετικά:

H 2 S -2 + 3H 2 S +6 O 4 (συμπ.) → 4S +4 O 2 + 4H 2 O

4) Το υδρόθειο οξειδώνεται:

σε περίπτωση έλλειψης Ο 2

2 H 2 S -2 + O 2 → 2 S 0 + 2 H 2 O

με περίσσεια Ο 2

2H 2 S -2 + 3O 2 → 2S +4 O 2 + 2H 2 O

5) Το ασήμι γίνεται μαύρο όταν έρχεται σε επαφή με υδρόθειο:

4 Ag + 2 H 2 S + O 2 → 2 Ag 2 S ↓ + 2 H 2 O

Τα σκοτεινά αντικείμενα μπορούν να επαναφέρουν τη λάμψη τους. Για να γίνει αυτό, βράζονται σε ένα εμαγιέ μπολ με διάλυμα σόδας και αλουμινόχαρτου. Το αλουμίνιο μειώνει τον άργυρο σε μέταλλο και το διάλυμα σόδας διατηρεί τα ιόντα θείου.

6) Ποιοτική αντίδραση σε υδρόθειο και διαλυτά σουλφίδια - σχηματισμός σκούρου καφέ (σχεδόν μαύρου) ιζήματος PbS:

H 2 S + Pb(NO 3) 2 → PbS↓ + 2HNO 3

Na 2 S + Pb(NO 3) 2 → PbS↓ + 2NaNO 3

Pb 2+ + S 2- → PbS ↓

Η ατμοσφαιρική ρύπανση προκαλεί μαύρισμα της επιφάνειας πινάκων ζωγραφικής με λαδομπογιές που περιέχουν λευκό μόλυβδο. Ένας από τους κύριους λόγους για το σκοτάδι των καλλιτεχνικών έργων ζωγραφικής από παλιούς δασκάλους ήταν η χρήση του λευκού μολύβδου, το οποίο για αρκετούς αιώνες, αλληλεπιδρώντας με ίχνη υδρόθειου στον αέρα (που σχηματίζεται σε μικρές ποσότητες κατά τη σήψη των πρωτεϊνών· στην ατμόσφαιρα του βιομηχανικές περιοχές κ.λπ.) μετατρέπεται σε PbS. Το λευκό μόλυβδο είναι μια χρωστική ουσία που είναι ανθρακικός μόλυβδος ( II). Αντιδρά με το υδρόθειο που περιέχεται στη μολυσμένη ατμόσφαιρα, σχηματίζοντας θειούχο μόλυβδο ( II), μαύρη σύνδεση:

PbCO 3 + H 2 μικρό = PbS↓ + CO 2 + H 2 Ο

Κατά την επεξεργασία θειούχου μολύβδου ( II) με το υπεροξείδιο του υδρογόνου η αντίδραση συμβαίνει:

PbS + 4 H 2 Ο 2 = PbSO 4 + 4 H 2 Ο,

αυτό παράγει θειικό μόλυβδο ( II), η σύνδεση είναι λευκή.

Έτσι αποκαθίστανται οι μαυρισμένες ελαιογραφίες.

7) Αποκατάσταση:

PbS + 4 H 2 O 2 → PbSO 4 (λευκό) + 4 H 2 O

Σουλφίδια

Παρασκευή σουλφιδίων

1) Πολλά σουλφίδια παρασκευάζονται με θέρμανση του μετάλλου με θείο:

Hg + S → HgS

2) Τα διαλυτά σουλφίδια λαμβάνονται με τη δράση του υδρόθειου στα αλκάλια:

H 2 S + 2 KOH → K 2 S + 2 H 2 O

3) Τα αδιάλυτα σουλφίδια λαμβάνονται με αντιδράσεις ανταλλαγής:

CdCl 2 + Na 2 S → 2NaCl + CdS↓

Pb(NO 3) 2 + Na 2 S → 2NaNO 3 + PbS↓

ZnSO 4 + Na 2 S → Na 2 SO 4 + ZnS ↓

MnSO 4 + Na 2 S → Na 2 SO 4 + MnS ↓

2SbCl 3 + 3Na 2 S → 6NaCl + Sb 2 S 3 ↓

SnCl 2 + Na 2 S → 2NaCl + SnS↓

Χημικές ιδιότητες των σουλφιδίων

1) Τα διαλυτά σουλφίδια υδρολύονται σε μεγάλο βαθμό, με αποτέλεσμα τα υδατικά τους διαλύματα να έχουν αλκαλική αντίδραση:

K 2 S + H 2 O → KHS + KOH

S 2- + H 2 O → HS - + OH -

2) Τα σουλφίδια μετάλλων που βρίσκονται στη σειρά τάσης στα αριστερά του σιδήρου (συμπεριλαμβανομένου) είναι διαλυτά σε ισχυρά οξέα:

ZnS + H 2 SO 4 → ZnSO 4 + H 2 S

3) Τα αδιάλυτα σουλφίδια μπορούν να μετατραπούν σε διαλυτή κατάσταση με τη δράση συμπυκνωμένων HNO 3 :

FeS 2 + 8HNO 3 → Fe(NO 3) 3 + 2H 2 SO 4 + 5NO + 2H 2 O

ΕΡΓΑΣΙΕΣ ΑΝΑΘΕΣΗ

Εργασία Νο. 1
Γράψτε τις εξισώσεις αντίδρασης που μπορούν να χρησιμοποιηθούν για να πραγματοποιηθούν οι ακόλουθοι μετασχηματισμοί:
Cu→ CuS→ H2S→ ΛΟΙΠΟΝ 2

Εργασία Νο. 2
Να γράψετε εξισώσεις για τις αντιδράσεις οξειδοαναγωγής πλήρους και ατελούς καύσης υδρόθειου. Τακτοποιήστε τους συντελεστές χρησιμοποιώντας τη μέθοδο της ηλεκτρονικής ισορροπίας, αναφέρετε τον οξειδωτικό και τον αναγωγικό παράγοντα για κάθε αντίδραση, καθώς και τις διαδικασίες οξείδωσης και αναγωγής.

Εργασία Νο. 3
Να γράψετε την εξίσωση για τη χημική αντίδραση του υδρόθειου με διάλυμα νιτρικού μολύβδου (II) σε μοριακή, ολική και βραχεία ιοντική μορφή. Προσέξτε τα σημάδια αυτής της αντίδρασης, είναι η αντίδραση αναστρέψιμη;

Εργασία Νο. 4

Το υδρόθειο διήλθε μέσω ενός διαλύματος 18% θειικού χαλκού (II) βάρους 200 g. Υπολογίστε τη μάζα του ιζήματος που σχηματίστηκε ως αποτέλεσμα αυτής της αντίδρασης.

Εργασία Νο. 5
Προσδιορίστε τον όγκο του υδρόθειου (n.s.) που σχηματίστηκε κατά την αλληλεπίδραση υδροχλωρικού οξέος με διάλυμα 25% θειούχου σιδήρου (II) βάρους 2 kg;

Το διοξείδιο του θείου έχει μοριακή δομή παρόμοια με το όζον. Το άτομο θείου στο κέντρο του μορίου συνδέεται με δύο άτομα οξυγόνου. Αυτό το αέριο προϊόν της οξείδωσης του θείου είναι άχρωμο, εκπέμπει μια έντονη οσμή και συμπυκνώνεται εύκολα σε ένα διαυγές υγρό όταν αλλάζουν οι συνθήκες. Η ουσία είναι εξαιρετικά διαλυτή στο νερό και έχει αντισηπτικές ιδιότητες. Το SO 2 παράγεται σε μεγάλες ποσότητες στη χημική βιομηχανία, συγκεκριμένα στον κύκλο παραγωγής θειικού οξέος. Το αέριο χρησιμοποιείται ευρέως για την επεξεργασία γεωργικών και τροφίμων, τη λεύκανση υφασμάτων στην κλωστοϋφαντουργία.

Συστηματικές και τετριμμένες ονομασίες ουσιών

Είναι απαραίτητο να κατανοήσουμε την ποικιλία των όρων που σχετίζονται με την ίδια ένωση. Η επίσημη ονομασία της ένωσης, η χημική σύνθεση της οποίας αντανακλάται από τον τύπο SO 2, είναι διοξείδιο του θείου. Η IUPAC συνιστά τη χρήση αυτού του όρου και του αγγλικού του ισοδύναμου - Sulfur dioxide. Τα εγχειρίδια για σχολεία και πανεπιστήμια αναφέρουν συχνά ένα άλλο όνομα - οξείδιο του θείου (IV). Ο ρωμαϊκός αριθμός στις παρενθέσεις δείχνει το σθένος του ατόμου S. Το οξυγόνο σε αυτό το οξείδιο είναι δισθενές και ο αριθμός οξείδωσης του θείου είναι +4. Στην τεχνική βιβλιογραφία χρησιμοποιούνται ξεπερασμένοι όροι όπως διοξείδιο του θείου, ανυδρίτης θειικού οξέος (προϊόν της αφυδάτωσης του).

Σύνθεση και χαρακτηριστικά της μοριακής δομής του SO 2

Το μόριο SO 2 σχηματίζεται από ένα άτομο θείου και δύο άτομα οξυγόνου. Υπάρχει γωνία 120° μεταξύ των ομοιοπολικών δεσμών. Στο άτομο θείου, λαμβάνει χώρα υβριδισμός sp2 - τα νέφη ενός s και δύο ηλεκτρονίων p είναι ευθυγραμμισμένα σε σχήμα και ενέργεια. Είναι αυτοί που συμμετέχουν στο σχηματισμό ενός ομοιοπολικού δεσμού μεταξύ θείου και οξυγόνου. Στο ζεύγος O–S, η απόσταση μεταξύ των ατόμων είναι 0,143 nm. Το οξυγόνο είναι ένα πιο ηλεκτραρνητικό στοιχείο από το θείο, πράγμα που σημαίνει ότι τα δεσμευτικά ζεύγη ηλεκτρονίων μετατοπίζονται από το κέντρο προς τις εξωτερικές γωνίες. Ολόκληρο το μόριο είναι επίσης πολωμένο, ο αρνητικός πόλος είναι τα άτομα Ο, ο θετικός πόλος είναι το άτομο S.

Μερικές φυσικές παράμετροι του διοξειδίου του θείου

Το τετρασθενές οξείδιο του θείου, υπό κανονικές περιβαλλοντικές συνθήκες, διατηρεί μια αέρια κατάσταση συσσωμάτωσης. Ο τύπος του διοξειδίου του θείου σάς επιτρέπει να προσδιορίσετε τη σχετική μοριακή και μοριακή του μάζα: Mr(SO 2) = 64,066, M = 64,066 g/mol (μπορεί να στρογγυλοποιηθεί σε 64 g/mol). Αυτό το αέριο είναι σχεδόν 2,3 φορές βαρύτερο από τον αέρα (M(air) = 29 g/mol). Το διοξείδιο έχει μια έντονη, συγκεκριμένη μυρωδιά καμένου θείου, η οποία είναι δύσκολο να συγχέεται με οποιαδήποτε άλλη. Είναι δυσάρεστο, ερεθίζει τους βλεννογόνους των ματιών και προκαλεί βήχα. Αλλά το οξείδιο του θείου (IV) δεν είναι τόσο δηλητηριώδες όσο το υδρόθειο.

Υπό πίεση σε θερμοκρασία δωματίου, το αέριο διοξείδιο του θείου υγροποιείται. Σε χαμηλές θερμοκρασίες, η ουσία βρίσκεται σε στερεή κατάσταση και λιώνει στους -72...-75,5 °C. Με περαιτέρω αύξηση της θερμοκρασίας, εμφανίζεται υγρό και στους -10,1 °C σχηματίζεται ξανά αέριο. Τα μόρια SO 2 είναι θερμικά σταθερά· η αποσύνθεση σε ατομικό θείο και μοριακό οξυγόνο συμβαίνει σε πολύ υψηλές θερμοκρασίες (περίπου 2800 ºC).

Διαλυτότητα και αλληλεπίδραση με το νερό

Το διοξείδιο του θείου, όταν διαλύεται στο νερό, αντιδρά εν μέρει μαζί του για να σχηματίσει ένα πολύ ασθενές θείο οξύ. Τη στιγμή της παραλαβής του, αποσυντίθεται αμέσως σε ανυδρίτη και νερό: SO 2 + H 2 O ↔ H 2 SO 3. Στην πραγματικότητα, δεν είναι θειικό οξύ που υπάρχει στο διάλυμα, αλλά ενυδατωμένα μόρια SO 2. Το αέριο διοξείδιο αντιδρά καλύτερα με το δροσερό νερό και η διαλυτότητά του μειώνεται με την αύξηση της θερμοκρασίας. Υπό κανονικές συνθήκες, έως και 40 όγκοι αερίου μπορούν να διαλυθούν σε 1 όγκο νερού.

Το διοξείδιο του θείου στη φύση

Σημαντικές ποσότητες διοξειδίου του θείου απελευθερώνονται με ηφαιστειακά αέρια και λάβα κατά τη διάρκεια των εκρήξεων. Πολλοί τύποι ανθρωπογενών δραστηριοτήτων οδηγούν επίσης σε αυξημένες συγκεντρώσεις SO 2 στην ατμόσφαιρα.

Το διοξείδιο του θείου απελευθερώνεται στον αέρα από τα μεταλλουργικά εργοστάσια, όπου τα απόβλητα αέρια δεν δεσμεύονται κατά το καβούρδισμα του μεταλλεύματος. Πολλοί τύποι ορυκτών καυσίμων περιέχουν θείο· ως αποτέλεσμα, σημαντικοί όγκοι διοξειδίου του θείου απελευθερώνονται στον ατμοσφαιρικό αέρα κατά την καύση άνθρακα, πετρελαίου, αερίου και καυσίμων που λαμβάνονται από αυτά. Το διοξείδιο του θείου γίνεται τοξικό για τον άνθρωπο σε συγκεντρώσεις στον αέρα πάνω από 0,03%. Ένα άτομο αρχίζει να αισθάνεται δύσπνοια και μπορεί να εμφανιστούν συμπτώματα που μοιάζουν με βρογχίτιδα και πνευμονία. Πολύ υψηλές συγκεντρώσεις διοξειδίου του θείου στην ατμόσφαιρα μπορεί να οδηγήσουν σε σοβαρή δηλητηρίαση ή θάνατο.

Διοξείδιο του θείου - παραγωγή στο εργαστήριο και στη βιομηχανία

Εργαστηριακές μέθοδοι:

1. Όταν το θείο καίγεται σε μια φιάλη με οξυγόνο ή αέρα, λαμβάνεται διοξείδιο σύμφωνα με τον τύπο: S + O 2 = SO 2.
2. Μπορείτε να δράσετε στα άλατα του θειικού οξέος με ισχυρότερα ανόργανα οξέα, είναι καλύτερο να πάρετε υδροχλωρικό οξύ, αλλά μπορείτε να χρησιμοποιήσετε αραιωμένο θειικό οξύ:

• Na 2 SO 3 + 2HCl = 2NaCl + H 2 SO 3;
• Na 2 SO 3 + H 2 SO 4 (αραιωμένο) = Na 2 SO 4 + H 2 SO 3;
• H 2 SO 3 = H 2 O + SO 2.

3. Όταν ο χαλκός αντιδρά με το πυκνό θειικό οξύ, δεν απελευθερώνεται υδρογόνο, αλλά διοξείδιο του θείου:

2H 2 SO 4 (συγκ.) + Cu = CuSO 4 + 2H 2 O + SO 2.

Σύγχρονες μέθοδοι βιομηχανικής παραγωγής διοξειδίου του θείου:

1. Οξείδωση του φυσικού θείου όταν καίγεται σε ειδικούς κλιβάνους: S + O 2 = SO 2.
2. Πυρίτης σιδήρου όπτησης (πυρίτης).

Βασικές χημικές ιδιότητες του διοξειδίου του θείου

Το διοξείδιο του θείου είναι μια χημικά ενεργή ένωση. Στις διεργασίες οξειδοαναγωγής, αυτή η ουσία συχνά δρα ως αναγωγικός παράγοντας. Για παράδειγμα, όταν το μοριακό βρώμιο αντιδρά με το διοξείδιο του θείου, τα προϊόντα της αντίδρασης είναι θειικό οξύ και υδροβρώμιο. Οι οξειδωτικές ιδιότητες του SO 2 εμφανίζονται εάν αυτό το αέριο περάσει μέσα από υδρόθειο νερό. Ως αποτέλεσμα, απελευθερώνεται θείο, συμβαίνει αυτο-οξείδωση-αυτοαναγωγή: SO 2 + 2H 2 S = 3S + 2H 2 O.

Το διοξείδιο του θείου παρουσιάζει όξινες ιδιότητες. Αντιστοιχεί σε ένα από τα πιο αδύναμα και πιο ασταθή οξέα - θειικό. Αυτή η ένωση δεν υπάρχει στην καθαρή της μορφή· οι όξινες ιδιότητες ενός διαλύματος διοξειδίου του θείου μπορούν να ανιχνευθούν χρησιμοποιώντας δείκτες (ο λίθος γίνεται ροζ). Το θειικό οξύ παράγει μέτρια άλατα - θειώδη και όξινα άλατα - υδροθειώδη. Ανάμεσά τους υπάρχουν σταθερές ενώσεις.

Η διαδικασία οξείδωσης του θείου σε διοξείδιο στην εξασθενή κατάσταση σε θειικό ανυδρίτη είναι καταλυτική. Η ουσία που προκύπτει διαλύεται ενεργητικά στο νερό και αντιδρά με μόρια H 2 O. Η αντίδραση είναι εξώθερμη, σχηματίζεται θειικό οξύ ή μάλλον η ένυδρη μορφή του.

Πρακτικές χρήσεις του διοξειδίου του θείου

Η κύρια μέθοδος βιομηχανικής παραγωγής θειικού οξέος, η οποία απαιτεί στοιχειακό διοξείδιο, έχει τέσσερα στάδια:

1. Λήψη διοξειδίου του θείου με καύση θείου σε ειδικούς κλιβάνους.
2. Καθαρισμός του προκύπτοντος διοξειδίου του θείου από κάθε είδους ακαθαρσίες.
3. Περαιτέρω οξείδωση σε εξασθενές θείο παρουσία καταλύτη.
4. Απορρόφηση τριοξειδίου του θείου από το νερό.

Προηγουμένως, σχεδόν όλο το διοξείδιο του θείου που χρειαζόταν για την παραγωγή θειικού οξέος σε βιομηχανική κλίμακα λαμβανόταν με ψήσιμο πυρίτη ως υποπροϊόν της χαλυβουργίας. Οι νέοι τύποι επεξεργασίας μεταλλουργικών πρώτων υλών χρησιμοποιούν λιγότερη καύση μεταλλεύματος. Ως εκ τούτου, το φυσικό θείο έχει γίνει η κύρια πρώτη ύλη για την παραγωγή θειικού οξέος τα τελευταία χρόνια. Τα σημαντικά παγκόσμια αποθέματα αυτής της πρώτης ύλης και η διαθεσιμότητά της καθιστούν δυνατή την οργάνωση μεγάλης κλίμακας επεξεργασίας.

Το διοξείδιο του θείου χρησιμοποιείται ευρέως όχι μόνο στη χημική βιομηχανία, αλλά και σε άλλους τομείς της οικονομίας. Τα κλωστοϋφαντουργεία χρησιμοποιούν αυτή την ουσία και τα προϊόντα της χημικής της αντίδρασης για τη λεύκανση μεταξωτών και μάλλινων υφασμάτων. Αυτό είναι ένα είδος λεύκανσης χωρίς χλώριο που δεν καταστρέφει τις ίνες.

Το διοξείδιο του θείου έχει εξαιρετικές απολυμαντικές ιδιότητες, το οποίο χρησιμοποιείται στην καταπολέμηση μυκήτων και βακτηρίων. Το διοξείδιο του θείου χρησιμοποιείται για τον υποκαπνισμό γεωργικών αποθηκευτικών χώρων, βαρελιών κρασιού και κελαριών. Το SO 2 χρησιμοποιείται στη βιομηχανία τροφίμων ως συντηρητικό και αντιβακτηριδιακή ουσία. Το προσθέτουν σε σιρόπια και μουλιάζουν μέσα φρέσκα φρούτα. Θειοποίηση
Ο χυμός ζαχαρότευτλων αποχρωματίζει και απολυμαίνει τις πρώτες ύλες. Οι πουρές και οι χυμοί λαχανικών σε κονσέρβες περιέχουν επίσης διοξείδιο του θείου ως αντιοξειδωτικό και συντηρητικό.

O.S.ZAYTSEV

ΒΙΒΛΙΟ ΧΗΜΕΙΑΣ

ΓΙΑ ΕΚΠΑΙΔΕΥΤΙΚΟΥΣ ΔΗΜΟΣΙΟΓΡΑΦΙΑΣ,
ΦΟΙΤΗΤΕΣ ΠΑΙΔΑΓΩΓΙΚΩΝ ΠΑΝΕΠΙΣΤΗΜΙΩΝ ΚΑΙ ΜΑΘΗΤΩΝ 9-10 ΤΑΞΕΩΝ,
ΠΟΙΟΙ ΑΠΟΦΑΣΙΣΑΝ ΝΑ ΑΦΟΣΙΩΘΟΥΝ ΣΤΗ ΧΗΜΕΙΑ ΚΑΙ ΤΗ ΦΥΣΙΚΗ ΕΠΙΣΤΗΜΗ

ΕΡΓΑΣΙΑ ΣΧΟΛΙΚΟΥ ΒΙΒΛΙΟΥ ΕΡΓΑΣΤΗΡΙΟ ΠΡΑΚΤΙΚΕΣ ΕΠΙΣΤΗΜΟΝΙΚΕΣ ΙΣΤΟΡΙΕΣ ΓΙΑ ΑΝΑΓΝΩΣΗ

Συνέχιση. Βλέπε Νο. 4–14, 16–28, 30–34, 37–44, 47, 48/2002;
1, 2, 3, 4, 5, 6, 7, 8, 9, 10, 12, 13, 14, 15, 16, 17, 18, 19, 20, 21, 22, 23,
24, 25-26, 27-28, 29, 30, 31, 32, 35, 36, 37, 39, 41, 42, 43, 44 , 46, 47/2003;
1, 2, 3, 4, 5, 7, 11, 13, 14, 16, 17, 20, 22, 24/2004

§ 8.1. Αντιδράσεις οξειδοαναγωγής

ΕΡΓΑΣΤΗΡΙΑΚΗ ΕΡΕΥΝΑ
(συνέχιση)

2. Το όζον είναι οξειδωτικός παράγοντας.

Το όζον είναι η πιο σημαντική ουσία για τη φύση και τον άνθρωπο.

Το όζον δημιουργεί μια οζονόσφαιρα γύρω από τη Γη σε υψόμετρο 10 έως 50 km με μέγιστη περιεκτικότητα σε όζον σε υψόμετρο 20–25 km. Όντας στα ανώτερα στρώματα της ατμόσφαιρας, το όζον δεν επιτρέπει στις περισσότερες από τις υπεριώδεις ακτίνες του ήλιου, οι οποίες έχουν επιζήμια επίδραση στους ανθρώπους, τα ζώα και τα φυτά, να φτάσουν στην επιφάνεια της Γης. Τα τελευταία χρόνια έχουν ανακαλυφθεί περιοχές της οζονόσφαιρας με πολύ μειωμένη περιεκτικότητα σε όζον, οι λεγόμενες τρύπες του όζοντος. Δεν είναι γνωστό εάν οι τρύπες του όζοντος έχουν σχηματιστεί στο παρελθόν. Οι λόγοι για την εμφάνισή τους είναι επίσης ασαφείς. Πιστεύεται ότι τα φρέον που περιέχουν χλώριο από ψυγεία και δοχεία αρωμάτων, υπό την επίδραση της υπεριώδους ακτινοβολίας από τον Ήλιο, απελευθερώνουν άτομα χλωρίου, τα οποία αντιδρούν με το όζον και έτσι μειώνουν τη συγκέντρωσή του στα ανώτερα στρώματα της ατμόσφαιρας. Οι επιστήμονες ανησυχούν εξαιρετικά για τον κίνδυνο των τρυπών του όζοντος στην ατμόσφαιρα.
Στα χαμηλότερα στρώματα της ατμόσφαιρας, το όζον σχηματίζεται ως αποτέλεσμα μιας σειράς διαδοχικών αντιδράσεων μεταξύ του ατμοσφαιρικού οξυγόνου και των οξειδίων του αζώτου που εκπέμπονται από κακώς ρυθμισμένους κινητήρες αυτοκινήτων και εκκενώσεις από γραμμές ηλεκτρικής ενέργειας υψηλής τάσης. Το όζον είναι πολύ επιβλαβές για την αναπνοή - καταστρέφει τον ιστό των βρόγχων και των πνευμόνων. Το όζον είναι εξαιρετικά τοξικό (πιο ισχυρό από το μονοξείδιο του άνθρακα). Η μέγιστη επιτρεπόμενη συγκέντρωση στον αέρα είναι 10–5%.
Έτσι, το όζον στα ανώτερα και κατώτερα στρώματα της ατμόσφαιρας έχει αντίθετα αποτελέσματα για τον άνθρωπο και τον ζωικό κόσμο.
Το όζον, μαζί με το χλώριο, χρησιμοποιείται για την επεξεργασία του νερού για τη διάσπαση των οργανικών ακαθαρσιών και την εξόντωση των βακτηρίων. Ωστόσο, τόσο η χλωρίωση όσο και ο οζονισμός του νερού έχουν τα πλεονεκτήματα και τα μειονεκτήματά τους. Όταν το νερό χλωριώνεται, τα βακτήρια καταστρέφονται σχεδόν εντελώς, αλλά σχηματίζονται οργανικές ουσίες καρκινογόνου φύσης που είναι επιβλαβείς για την υγεία (προωθούν την ανάπτυξη καρκίνου) - διοξίνες και παρόμοιες ενώσεις. Όταν το νερό οζονίζεται, τέτοιες ουσίες δεν σχηματίζονται, αλλά το όζον δεν σκοτώνει όλα τα βακτήρια και μετά από κάποιο χρονικό διάστημα τα υπόλοιπα ζωντανά βακτήρια πολλαπλασιάζονται άφθονα, απορροφώντας τα υπολείμματα των σκοτωμένων βακτηρίων και το νερό μολύνεται ακόμη περισσότερο με βακτηριακή χλωρίδα. Επομένως, ο οζονισμός του πόσιμου νερού χρησιμοποιείται καλύτερα όταν χρησιμοποιείται γρήγορα. Ο οζονισμός του νερού στις πισίνες είναι πολύ αποτελεσματικός όταν το νερό κυκλοφορεί συνεχώς μέσω του οζονιστή. Το όζον χρησιμοποιείται επίσης για τον καθαρισμό του αέρα. Είναι ένα από τα φιλικά προς το περιβάλλον οξειδωτικά μέσα που δεν αφήνουν επιβλαβή προϊόντα αποσύνθεσής του.
Το όζον οξειδώνει σχεδόν όλα τα μέταλλα εκτός από τα μέταλλα της ομάδας του χρυσού και της πλατίνας.

Οι χημικές μέθοδοι για την παραγωγή όζοντος είναι αναποτελεσματικές ή πολύ επικίνδυνες. Επομένως, σας συμβουλεύουμε να λαμβάνετε όζον αναμεμειγμένο με αέρα σε οζονιστή (η επίδραση μιας ασθενής ηλεκτρικής εκκένωσης στο οξυγόνο) που διατίθεται στο εργαστήριο φυσικής του σχολείου.

Το όζον λαμβάνεται συχνότερα με δράση σε αέριο οξυγόνο με μια αθόρυβη ηλεκτρική εκκένωση (χωρίς λάμψη ή σπινθήρες), η οποία εμφανίζεται μεταξύ των τοιχωμάτων των εσωτερικών και εξωτερικών αγγείων του οζονιστή. Ο απλούστερος οζονιστήρας μπορεί να κατασκευαστεί εύκολα από γυάλινους σωλήνες με πώματα. Θα καταλάβετε πώς να το κάνετε αυτό από το Σχ. 8.4. Το εσωτερικό ηλεκτρόδιο είναι μια μεταλλική ράβδος (μακρύ καρφί), το εξωτερικό ηλεκτρόδιο είναι μια συρμάτινη σπείρα. Ο αέρας μπορεί να φυσηθεί με μια αντλία αέρα ενυδρείου ή μια λαστιχένια λάμπα από ένα μπουκάλι ψεκασμού. Στο Σχ. 8.4 Το εσωτερικό ηλεκτρόδιο βρίσκεται σε έναν γυάλινο σωλήνα ( Γιατί νομίζεις?), αλλά μπορείτε να συναρμολογήσετε έναν οζονιστή χωρίς αυτόν. Τα ελαστικά βύσματα διαβρώνονται γρήγορα από το όζον.

Είναι βολικό να λαμβάνετε υψηλή τάση από το πηνίο επαγωγής του συστήματος ανάφλεξης του αυτοκινήτου ανοίγοντας συνεχώς τη σύνδεση σε μια πηγή χαμηλής τάσης (μπαταρία ή ανορθωτή 12 V).
Η απόδοση του όζοντος είναι αρκετά τοις εκατό.

Το όζον μπορεί να ανιχνευθεί ποιοτικά χρησιμοποιώντας ένα διάλυμα αμύλου ιωδιούχου καλίου. Μια λωρίδα διηθητικού χαρτιού μπορεί να εμποτιστεί σε αυτό το διάλυμα ή το διάλυμα μπορεί να προστεθεί σε οζονισμένο νερό και αέρας με όζον μπορεί να περάσει μέσα από το διάλυμα σε δοκιμαστικό σωλήνα. Το οξυγόνο δεν αντιδρά με ιόντα ιωδίου.
Εξίσωση αντίδρασης:

2I – + O 3 + H 2 O = I 2 + O 2 + 2OH – .

Να γράψετε τις εξισώσεις για τις αντιδράσεις κέρδους και απώλειας ηλεκτρονίων.
Φέρτε μια λωρίδα διηθητικού χαρτιού βρεγμένη με αυτό το διάλυμα στον οζονιστή. (Γιατί ένα διάλυμα ιωδιούχου καλίου πρέπει να περιέχει άμυλο;)Το υπεροξείδιο του υδρογόνου παρεμβαίνει στον προσδιορισμό του όζοντος χρησιμοποιώντας αυτή τη μέθοδο. (Γιατί?).
Υπολογίστε το EMF της αντίδρασης χρησιμοποιώντας τα δυναμικά του ηλεκτροδίου:

3. Αναγωγικές ιδιότητες του υδρόθειου και του θειούχου ιόντος.

Το υδρόθειο είναι ένα άχρωμο αέριο με τη μυρωδιά σάπιων αυγών (ορισμένες πρωτεΐνες περιέχουν θείο).
Για τη διεξαγωγή πειραμάτων με υδρόθειο, μπορείτε να χρησιμοποιήσετε αέριο υδρόθειο, περνώντας το μέσω ενός διαλύματος με την ουσία που μελετάται ή να προσθέσετε προπαρασκευασμένο υδρόθειο στα υπό μελέτη διαλύματα (αυτό είναι πιο βολικό). Πολλές αντιδράσεις μπορούν να πραγματοποιηθούν με διάλυμα θειούχου νατρίου (αντιδράσεις με το σουλφιδικό ιόν S 2–).
Εργαστείτε με υδρόθειο μόνο υπό βύθιση! Μείγματα υδρόθειου με αέρα καίγονται εκρηκτικά.

Το υδρόθειο παράγεται συνήθως σε μια συσκευή Kipp με αντίδραση 25% θειικού οξέος (αραιωμένο 1:4) ή 20% υδροχλωρικού οξέος (αραιωμένο 1:1) σε θειούχο σίδηρο με τη μορφή τεμαχίων μεγέθους 1–2 cm. Εξίσωση αντίδρασης:

FeS (cr.) + 2H + = Fe 2+ + H2S (g.).

Μικρές ποσότητες υδρόθειου μπορούν να ληφθούν τοποθετώντας κρυσταλλικό θειούχο νάτριο σε μια πωματισμένη φιάλη μέσω της οποίας διέρχεται μια χοάνη σταγόνων με στρόφιγγα και σωλήνα εξόδου. Ρίχνουμε αργά 5–10% υδροχλωρικό οξύ από το χωνί (γιατί όχι θείο;), η φιάλη ανακινείται συνεχώς με ανακίνηση για να αποφευχθεί η τοπική συσσώρευση οξέος που δεν αντέδρασε. Εάν αυτό δεν γίνει, η απροσδόκητη ανάμειξη των συστατικών μπορεί να οδηγήσει σε βίαιη αντίδραση, αποβολή του πώματος και καταστροφή της φιάλης.
Μια ομοιόμορφη ροή υδρόθειου επιτυγχάνεται με θέρμανση οργανικών ενώσεων πλούσιων σε υδρογόνο, όπως η παραφίνη, με θείο (1 μέρος παραφίνης προς 1 μέρος θείου, 300 ° C).
Για να ληφθεί υδρόθειο νερό, το υδρόθειο διέρχεται από απεσταγμένο (ή βρασμένο) νερό. Περίπου τρεις όγκοι αερίου υδρόθειου διαλύονται σε έναν όγκο νερού. Όταν στέκεται στον αέρα, το υδρόθειο νερό σταδιακά γίνεται θολό. (Γιατί?).
Το υδρόθειο είναι ένας ισχυρός αναγωγικός παράγοντας: ανάγει τα αλογόνα σε υδραλογονίδια και το θειικό οξύ σε διοξείδιο του θείου και θείο.
Το υδρόθειο είναι δηλητηριώδες. Η μέγιστη επιτρεπόμενη συγκέντρωση στον αέρα είναι 0,01 mg/l. Ακόμη και σε χαμηλές συγκεντρώσεις, το υδρόθειο ερεθίζει τα μάτια και την αναπνευστική οδό και προκαλεί πονοκεφάλους. Συγκεντρώσεις πάνω από 0,5 mg/l είναι απειλητικές για τη ζωή. Σε υψηλότερες συγκεντρώσεις, επηρεάζεται το νευρικό σύστημα. Η εισπνοή υδρόθειου μπορεί να προκαλέσει καρδιακή και αναπνευστική ανακοπή. Μερικές φορές το υδρόθειο συσσωρεύεται σε σπηλιές και πηγάδια αποχέτευσης και ένα άτομο που παγιδεύεται εκεί χάνει αμέσως τις αισθήσεις του και πεθαίνει.
Ταυτόχρονα, τα λουτρά υδρόθειου έχουν θεραπευτική δράση στον ανθρώπινο οργανισμό.

3α. Αντίδραση υδρόθειου με υπεροξείδιο του υδρογόνου.

Μελετήστε την επίδραση του διαλύματος υπεροξειδίου του υδρογόνου σε νερό υδρόθειου ή διάλυμα θειούχου νατρίου.
Με βάση τα αποτελέσματα των πειραμάτων, συνθέστε εξισώσεις αντίδρασης. Υπολογίστε το EMF της αντίδρασης και βγάλτε συμπέρασμα για τη δυνατότητα διέλευσης της.

3β. Αντίδραση υδρόθειου με θειικό οξύ.

Ρίξτε στάγδην πυκνό θειικό οξύ σε δοκιμαστικό σωλήνα με 2–3 ml υδρόθειου νερού (ή διαλύματος θειούχου νατρίου). (προσεκτικά!)μέχρι να εμφανιστεί θολότητα. Τι είναι αυτή η ουσία; Ποια άλλα προϊόντα θα μπορούσαν να παραχθούν σε αυτή την αντίδραση;
Γράψτε τις εξισώσεις αντίδρασης. Υπολογίστε το EMF της αντίδρασης χρησιμοποιώντας τα δυναμικά του ηλεκτροδίου:

4. Διοξείδιο του θείου και θειώδες ιόν.

Το διοξείδιο του θείου, το διοξείδιο του θείου, είναι ο σημαντικότερος ατμοσφαιρικός ρύπος που εκπέμπεται από τους κινητήρες των αυτοκινήτων όταν χρησιμοποιούν κακώς καθαρή βενζίνη και από φούρνους στους οποίους καίγονται άνθρακας, τύρφη ή μαζούτ που περιέχουν θείο. Κάθε χρόνο, εκατομμύρια τόνοι διοξειδίου του θείου απελευθερώνονται στην ατμόσφαιρα λόγω της καύσης άνθρακα και πετρελαίου.
Το διοξείδιο του θείου εμφανίζεται φυσικά στα ηφαιστειακά αέρια. Το διοξείδιο του θείου οξειδώνεται από το ατμοσφαιρικό οξυγόνο σε τριοξείδιο του θείου, το οποίο απορροφώντας νερό (ατμό), μετατρέπεται σε θειικό οξύ. Η όξινη βροχή καταστρέφει τσιμεντένια μέρη κτιρίων, αρχιτεκτονικά μνημεία και γλυπτά λαξευμένα από πέτρα. Η όξινη βροχή επιβραδύνει την ανάπτυξη των φυτών και οδηγεί ακόμη και στο θάνατό τους και σκοτώνει τους ζωντανούς οργανισμούς στα υδάτινα σώματα. Τέτοιες βροχές ξεπλένουν φωσφορούχα λιπάσματα, τα οποία είναι ελάχιστα διαλυτά στο νερό, από καλλιεργήσιμες εκτάσεις, τα οποία, όταν απελευθερώνονται σε υδάτινα σώματα, οδηγούν σε γρήγορο πολλαπλασιασμό των φυκών και ταχεία βάλτο λιμνών και ποταμών.
Το διοξείδιο του θείου είναι ένα άχρωμο αέριο με έντονη οσμή. Το διοξείδιο του θείου πρέπει να λαμβάνεται και να επεξεργάζεται με βύθισμα.

Το διοξείδιο του θείου μπορεί να ληφθεί τοποθετώντας 5–10 g θειώδους νατρίου σε φιάλη κλεισμένη με πώμα με σωλήνα εξόδου και χοάνη σταγονιδίων. Από σταγονόμετρο με 10 ml πυκνού θειικού οξέος (πολύ μεγάλη προσοχή!)το ρίχνουμε σταγόνα σταγόνα στους κρυστάλλους θειώδους νατρίου. Αντί για κρυσταλλικό θειώδες νάτριο, μπορείτε να χρησιμοποιήσετε το κορεσμένο διάλυμα του.
Το διοξείδιο του θείου μπορεί επίσης να παραχθεί από την αντίδραση μεταξύ μετάλλου χαλκού και θειικού οξέος. Σε μια φιάλη με στρογγυλό πυθμένα εξοπλισμένη με πώμα με σωλήνα εξόδου αερίου και χοάνη σταγονιδίων, τοποθετήστε χάλκινα ρινίσματα ή κομμάτια σύρματος και ρίξτε λίγο θειικό οξύ από τη χοάνη σταγονιδίων (περίπου 6 ml πυκνού θειικού οξέος λαμβάνονται ανά 10 g από χαλκό). Για να ξεκινήσει η αντίδραση, θερμάνετε ελαφρά τη φιάλη. Μετά από αυτό, προσθέστε το οξύ σταγόνα-σταγόνα. Να γράψετε τις εξισώσεις αποδοχής και απώλειας ηλεκτρονίων και τη συνολική εξίσωση.
Οι ιδιότητες του διοξειδίου του θείου μπορούν να μελετηθούν περνώντας το αέριο μέσω ενός διαλύματος αντιδραστηρίου ή με τη μορφή υδατικού διαλύματος (θειικό οξύ). Τα ίδια αποτελέσματα λαμβάνονται όταν χρησιμοποιούνται οξινισμένα διαλύματα θειώδους νατρίου Na 2 SO 3 και θειώδους καλίου K 2 SO 3. Σε έναν όγκο νερού διαλύονται έως και σαράντα όγκοι διοξειδίου του θείου (λαμβάνουμε διάλυμα ~6%).
Το διοξείδιο του θείου είναι τοξικό. Με ήπια δηλητηρίαση, αρχίζει ένας βήχας, μια καταρροή, εμφανίζονται δάκρυα και αρχίζει η ζάλη. Η αύξηση της δόσης οδηγεί σε αναπνευστική ανακοπή.

4α. Αλληλεπίδραση θειικού οξέος με υπεροξείδιο του υδρογόνου.

Προβλέψτε τα προϊόντα αντίδρασης του θειικού οξέος και του υπεροξειδίου του υδρογόνου. Δοκιμάστε την υπόθεσή σας με την εμπειρία.
Προσθέστε την ίδια ποσότητα διαλύματος υπεροξειδίου του υδρογόνου 3% σε 2–3 ml θειικού οξέος. Πώς να αποδείξετε τον σχηματισμό των αναμενόμενων προϊόντων αντίδρασης;
Επαναλάβετε το ίδιο πείραμα με οξινισμένα και αλκαλικά διαλύματα θειώδους νατρίου.
Γράψτε τις εξισώσεις αντίδρασης και υπολογίστε το emf της διαδικασίας.
Επιλέξτε τα δυναμικά ηλεκτροδίων που χρειάζεστε:

4β. Αντίδραση μεταξύ διοξειδίου του θείου και υδρόθειου.

Αυτή η αντίδραση λαμβάνει χώρα μεταξύ αερίου SO 2 και H 2 S και χρησιμεύει για την παραγωγή θείου. Η αντίδραση είναι επίσης ενδιαφέρουσα γιατί οι δύο ατμοσφαιρικοί ρύποι αλληλοκαταστρέφονται. Γίνεται αυτή η αντίδραση μεταξύ διαλυμάτων υδρόθειου και διοξειδίου του θείου; Απαντήστε σε αυτή την ερώτηση με εμπειρία.
Επιλέξτε δυναμικά ηλεκτροδίων για να προσδιορίσετε εάν μια αντίδραση μπορεί να συμβεί σε διάλυμα:

Προσπαθήστε να πραγματοποιήσετε έναν θερμοδυναμικό υπολογισμό της πιθανότητας αντιδράσεων. Τα θερμοδυναμικά χαρακτηριστικά των ουσιών για τον προσδιορισμό της πιθανότητας αντίδρασης μεταξύ αέριων ουσιών είναι τα εξής:

Σε ποια κατάσταση ουσιών - αέριων ή σε διάλυμα - είναι προτιμότερες οι αντιδράσεις;

Το οξείδιο του θείου (διοξείδιο του θείου, διοξείδιο του θείου, διοξείδιο του θείου) είναι ένα άχρωμο αέριο που υπό κανονικές συνθήκες έχει μια έντονη χαρακτηριστική οσμή (παρόμοια με τη μυρωδιά ενός αναμμένου σπίρτου). Υγροποιείται υπό πίεση σε θερμοκρασία δωματίου. Το διοξείδιο του θείου είναι διαλυτό στο νερό και σχηματίζεται ασταθές θειικό οξύ. Αυτή η ουσία είναι επίσης διαλυτή σε θειικό οξύ και αιθανόλη. Αυτό είναι ένα από τα κύρια συστατικά που συνθέτουν τα ηφαιστειακά αέρια.

1. Το διοξείδιο του θείου διαλύεται στο νερό, με αποτέλεσμα το θειικό οξύ. Υπό κανονικές συνθήκες, αυτή η αντίδραση είναι αναστρέψιμη.

SO2 (διοξείδιο του θείου) + H2O (νερό) = H2SO3 (θειικό οξύ).

2. Με τα αλκάλια, το διοξείδιο του θείου σχηματίζει θειώδη. Για παράδειγμα: 2NaOH (υδροξείδιο του νατρίου) + SO2 (διοξείδιο του θείου) = Na2SO3 (θειώδες νάτριο) + H2O (νερό).

3. Η χημική δραστηριότητα του διοξειδίου του θείου είναι αρκετά υψηλή. Οι αναγωγικές ιδιότητες του διοξειδίου του θείου είναι πιο έντονες. Σε τέτοιες αντιδράσεις, η κατάσταση οξείδωσης του θείου αυξάνεται. Για παράδειγμα: 1) SO2 (διοξείδιο του θείου) + Br2 (βρώμιο) + 2H2O (νερό) = H2SO4 (θειικό οξύ) + 2HBr (υδροβρώμιο); 2) 2SO2 (διοξείδιο του θείου) + O2 (οξυγόνο) = 2SO3 (θειώδες); 3) 5SO2 (διοξείδιο του θείου) + 2KMnO4 (υπερμαγγανικό κάλιο) + 2H2O (νερό) = 2H2SO4 (θειικό οξύ) + 2MnSO4 (θειικό μαγγάνιο) + K2SO4 (θειικό κάλιο).

Η τελευταία αντίδραση είναι ένα παράδειγμα ποιοτικής αντίδρασης σε SO2 και SO3. Το διάλυμα αποκτά μωβ χρώμα.)

4. Παρουσία ισχυρών αναγωγικών παραγόντων, το διοξείδιο του θείου μπορεί να εμφανίσει οξειδωτικές ιδιότητες. Για παράδειγμα, για την εξαγωγή θείου από τα καυσαέρια στη μεταλλουργική βιομηχανία, χρησιμοποιούν την αναγωγή του διοξειδίου του θείου με μονοξείδιο του άνθρακα (CO): SO2 (διοξείδιο του θείου) + 2CO (μονοξείδιο του άνθρακα) = 2CO2 + S (θείο).

Επίσης, οι οξειδωτικές ιδιότητες αυτής της ουσίας χρησιμοποιούνται για τη λήψη φωσφορικού οξέος: PH3 (φωσφίνη) + SO2 (διοξείδιο του θείου) = H3PO2 (φωσφορικό οξύ) + S (θείο).

Πού χρησιμοποιείται το διοξείδιο του θείου;

Το διοξείδιο του θείου χρησιμοποιείται κυρίως για την παραγωγή θειικού οξέος. Χρησιμοποιείται επίσης στην παραγωγή ποτών χαμηλής περιεκτικότητας σε αλκοόλ (κρασί και άλλα ποτά μεσαίας τιμής). Λόγω της ιδιότητας αυτού του αερίου να σκοτώνει διάφορους μικροοργανισμούς, χρησιμοποιείται για τον υποκαπνισμό αποθηκών και λαχανικών. Επιπλέον, το οξείδιο του θείου χρησιμοποιείται για τη λεύκανση του μαλλιού, του μεταξιού και του άχυρου (αυτά τα υλικά που δεν μπορούν να λευκανθούν με χλώριο). Στα εργαστήρια, το διοξείδιο του θείου χρησιμοποιείται ως διαλύτης και για να ληφθούν διάφορα άλατα του διοξειδίου του θείου.

Φυσιολογικές επιδράσεις

Το διοξείδιο του θείου έχει ισχυρές τοξικές ιδιότητες. Τα συμπτώματα της δηλητηρίασης είναι ο βήχας, η καταρροή, η βραχνάδα, μια περίεργη γεύση στο στόμα και ο έντονος πονόλαιμος. Όταν εισπνέεται διοξείδιο του θείου σε υψηλές συγκεντρώσεις, εμφανίζεται δυσκολία στην κατάποση και πνιγμός, διαταραχή της ομιλίας, ναυτία και έμετος και μπορεί να αναπτυχθεί οξύ πνευμονικό οίδημα.

MPC διοξειδίου του θείου:
- σε εσωτερικούς χώρους - 10 mg/m³;
- μέση ημερήσια μέγιστη εφάπαξ έκθεση στον ατμοσφαιρικό αέρα - 0,05 mg/m³.

Η ευαισθησία στο διοξείδιο του θείου ποικίλλει μεταξύ ατόμων, φυτών και ζώων. Για παράδειγμα, μεταξύ των δέντρων τα πιο ανθεκτικά είναι η βελανιδιά και η σημύδα και τα λιγότερο ανθεκτικά είναι η ερυθρελάτη και το πεύκο.

ΟΡΙΣΜΟΣ

Υδρόθειοείναι ένα άχρωμο αέριο με χαρακτηριστική οσμή πρωτεΐνης που σαπίζει.

Είναι ελαφρώς βαρύτερο από τον αέρα, υγροποιείται σε θερμοκρασία -60,3 o C και στερεοποιείται στους -85,6 o C. Στον αέρα, το υδρόθειο καίγεται με μπλε φλόγα, σχηματίζοντας διοξείδιο του θείου και νερό:

2H 2 S + 3O 2 = 2H 2 O + 2SO 2.

Εάν εισάγετε κάποιο κρύο αντικείμενο, όπως ένα κύπελλο πορσελάνης, στη φλόγα υδρόθειου, η θερμοκρασία της φλόγας πέφτει σημαντικά και το υδρόθειο οξειδώνεται μόνο σε ελεύθερο θείο, το οποίο κατακάθεται στο κύπελλο με τη μορφή κίτρινης επικάλυψης:

2H 2 S + O 2 = 2H 2 O + 2S.

Το υδρόθειο είναι πολύ εύφλεκτο. το μείγμα του με τον αέρα εκρήγνυται. Το υδρόθειο είναι πολύ δηλητηριώδες. Η παρατεταμένη εισπνοή αέρα που περιέχει αυτό το αέριο, ακόμη και σε μικρές ποσότητες, προκαλεί σοβαρή δηλητηρίαση.

Στους 20 o C, ένας όγκος νερού διαλύει 2,5 όγκους υδρόθειου. Ένα διάλυμα υδρόθειου σε νερό ονομάζεται υδρόθειο νερό. Όταν στέκεται στον αέρα, ειδικά στο φως, το υδρόθειο νερό σύντομα γίνεται θολό από το θείο που απελευθερώνεται. Αυτό συμβαίνει ως αποτέλεσμα της οξείδωσης του υδρόθειου από το ατμοσφαιρικό οξυγόνο.

Παραγωγή υδρόθειου

Σε υψηλές θερμοκρασίες, το θείο αντιδρά με το υδρογόνο για να σχηματίσει αέριο υδρόθειο.

Στην πράξη, το υδρόθειο παράγεται συνήθως από τη δράση αραιών οξέων σε μέταλλα θείου, για παράδειγμα θειούχου σιδήρου:

FeS + 2HCl = FeCl 2 + H 2 S.

Περισσότερο καθαρό υδρόθειο μπορεί να ληφθεί με υδρόλυση CaS, BaS ή A1 2 S 3. Το πιο καθαρό αέριο λαμβάνεται με την άμεση αντίδραση υδρογόνου και θείου στους 600 °C.

Χημικές ιδιότητες του υδρόθειου

Ένα διάλυμα υδρόθειου σε νερό έχει τις ιδιότητες ενός οξέος. Το υδρόθειο είναι ένα ασθενές διβασικό οξύ. Διαχωρίζεται βήμα προς βήμα και κυρίως σύμφωνα με το πρώτο βήμα:

H 2 S↔H + + HS - (K 1 = 6 × 10 -8).

Διάσπαση δεύτερου σταδίου

HS - ↔H + + S 2- (K 2 = 10 -14)

εμφανίζεται σε αμελητέα έκταση.

Το υδρόθειο είναι ένας ισχυρός αναγωγικός παράγοντας. Όταν εκτίθεται σε ισχυρά οξειδωτικά μέσα, οξειδώνεται σε διοξείδιο του θείου ή θειικό οξύ. το βάθος της οξείδωσης εξαρτάται από τις συνθήκες: θερμοκρασία, pH του διαλύματος, συγκέντρωση του οξειδωτικού παράγοντα. Για παράδειγμα, η αντίδραση με το χλώριο συνήθως προχωρά σε σχηματισμό θειικού οξέος:

H 2 S + 4Cl 2 + 4H 2 O = H 2 SO 4 + 8HCl.

Τα μεσαία άλατα του υδρόθειου ονομάζονται σουλφίδια.

Εφαρμογή υδρόθειου

Η χρήση του υδρόθειου είναι αρκετά περιορισμένη, γεγονός που οφείλεται κυρίως στην υψηλή τοξικότητά του. Έχει βρει εφαρμογή στην εργαστηριακή πρακτική ως κατακρημνιστής για βαρέα μέταλλα. Το υδρόθειο χρησιμεύει ως πρώτη ύλη για την παραγωγή θειικού οξέος, θείου σε στοιχειακή μορφή και θειούχων

Παραδείγματα επίλυσης προβλημάτων

ΠΑΡΑΔΕΙΓΜΑ 1

Ασκηση	Προσδιορίστε πόσες φορές βαρύτερο από τον αέρα είναι το υδρόθειο H 2 S.
Λύση	Ο λόγος της μάζας ενός δεδομένου αερίου προς τη μάζα ενός άλλου αερίου που λαμβάνεται στον ίδιο όγκο, στην ίδια θερμοκρασία και την ίδια πίεση ονομάζεται σχετική πυκνότητα του πρώτου αερίου προς το δεύτερο. Αυτή η τιμή δείχνει πόσες φορές το πρώτο αέριο είναι βαρύτερο ή ελαφρύτερο από το δεύτερο αέριο. Το σχετικό μοριακό βάρος του αέρα λαμβάνεται ως 29 (λαμβάνοντας υπόψη την περιεκτικότητα του αέρα σε άζωτο, οξυγόνο και άλλα αέρια). Πρέπει να σημειωθεί ότι η έννοια της «σχετικής μοριακής μάζας αέρα» χρησιμοποιείται υπό όρους, καθώς ο αέρας είναι ένα μείγμα αερίων. D αέρας (H 2 S) = M r (H 2 S) / M r (αέρας); D αέρας (H 2 S) = 34 / 29 = 1,17. M r (H 2 S) = 2 × A r (H) + A r (S) = 2 × 1 + 32 = 2 + 32 = 34.
Απάντηση	Το υδρόθειο H 2 S είναι 1,17 φορές βαρύτερο από τον αέρα.

ΠΑΡΑΔΕΙΓΜΑ 2

Ασκηση	Βρείτε την πυκνότητα του υδρογόνου ενός μείγματος αερίων στο οποίο το κλάσμα όγκου του οξυγόνου είναι 20%, του υδρογόνου είναι 40% και το υπόλοιπο είναι υδρόθειο H 2 S.
Λύση	Τα κλάσματα όγκου των αερίων θα συμπίπτουν με τα μοριακά, δηλ. με κλάσματα ποσοτήτων ουσιών, αυτό είναι συνέπεια του νόμου του Avogadro. Ας βρούμε το υπό όρους μοριακό βάρος του μείγματος: M r υπό όρους (μίγμα) = φ (O 2) × M r (O 2) + φ (H 2) × M r (H 2) + φ (H 2 S) × M r (H 2 S);