Cieľ hodiny: zvážiť vlastnosti zlúčenín síry - sírovodík, kyselina sírovodík a jej soli; kyselina sírová a jej soli.
Vybavenie: vzorky sulfidov, siričitanov kovov, počítačová prezentácia.
(Skontrolovať pripravenosť skupín žiakov, vybavenie, triedu na vyučovaciu hodinu; neprítomných žiakov označiť v triednom zápisníku, nahlásiť tému a ciele hodiny).
1. Vyriešte problém „Snímka č. 1-1“:
Na získanie oxidu sírového s hmotnosťou 8 g bola použitá prírodná síra obsahujúca 30 % nečistôt. Stanovte hmotnosť (v gramoch) prírodnej síry.
Odpoveď: m(S) = 5,7 g.
2. Otázky na ústne zodpovedanie:
3. Napíšte rovnicu chemická reakcia z hľadiska elektrolytickej disociácie medzi síranom zinočnatým a hydroxidom draselným „Snímka č. 1-1“.
4. Písomná kontrola domáca úloha– 6 študentov.
5. Blok otázok „Snímka č. 2“:
Plán na štúdium nového materiálu „Snímka č. 3“.
1. Sírovodík a sulfidy.
Dnes sa zoznámime s niektorými kyselinami, ktoré síra tvorí. V poslednej lekcii bolo zaznamenané, že interakciou vodíka a síry vzniká sírovodík. Reakcia vodíka so všetkými chalkogénmi prebieha úplne rovnakým spôsobom. (H 2 O – H 2 S – H 2 Se – H 2 Te) „Snímka č. 4-1“. Z nich je kvapalinou iba voda, zvyšok sú plyny, ktorých roztoky budú mať kyslé vlastnosti. Podobne ako halogenovodíky, sila molekúl chalkovodíka klesá a sila kyselín naopak stúpa „Snímka č. 4-2“.
Sírovodík je bezfarebný plyn so štipľavým zápachom. Je veľmi jedovatý. Je to najsilnejšie redukčné činidlo. Ako redukčné činidlo aktívne interaguje s halogénovými roztokmi „Snímka č. 5-1“:
H2 + S -2 + I20 = S0 + 2H + I -
Sírovodík horí „Snímka č. 5-2“:
2H2S + 02 = 2H20 + 2S (keď plameň vychladne).
2H2S + 302 = 2H20 + 2S02
Keď sa sírovodík rozpustí vo vode, vytvorí sa slabá kyselina sírovodíka [Ukážka účinku indikátorov na kyselinu].
Sulfidy alkalických kovov a kovov alkalických zemín, ako aj sulfid amónny, sú vysoko rozpustné a prichádzajú v rôznych farbách.
Cvičenie. Klasifikujte kyselinu sírovodíkovú (sírovodík je bezkyslíkatá, dvojsýtna kyselina).
Disociácia kyseliny sulfidovej teda prebieha v krokoch „Snímka č. 5-3“:
H2S<–>H + + HS - (prvý krok disociácie)
HS-<–>H + + S 2- (druhý stupeň disociácie),
To znamená, že kyselina sulfidová tvorí dva typy solí:
hydrosulfidy - soli, v ktorých je iba jeden atóm vodíka nahradený kovom (NaHS)
sulfidy sú soli, v ktorých sú oba atómy vodíka (Na2S) nahradené kovom.
2. Kyselina sírová a jej soli.
Pozrime sa na ďalšiu kyselinu, ktorú tvorí síra. Už sme zistili, že pri horení sírovodíka vzniká oxid sírový (IV). Je to bezfarebný plyn s charakteristickým zápachom. Vykazuje typické vlastnosti kyslých oxidov a je vysoko rozpustný vo vode, pričom vytvára slabú kyselinu sírovú [Ukážka účinku indikátorov na kyselinu]. Nie je stabilný a rozkladá sa na svoje pôvodné látky “Snímka č. 6-1”:
H2O + SO2<–>H2SO3
Oxid sírový (IV) možno získať rôznymi spôsobmi „Snímka č. 6-2:
a) spaľovanie síry;
b) spaľovanie sírovodíka;
c) bežné sulfidy.
Oxid sírový a kyselina siričitá sú typické redukčné činidlá a zároveň slabé oxidačné činidlá „Snímka č. 7-1“. [Ukážka účinku kyseliny na farebnú tkaninu].
Tabuľka 1. „Snímka č. 7-2“
Oxidačné stavy síry v zlúčeninách.
Záver „Snímka č. 8“. Iba regeneračné vlastnosti odhaliť prvky nachádzajúce sa v najnižší oxidačný stav .
Iba oxidačné vlastnosti vykazujú prvky nachádzajúce sa v najvyšší oxidačný stav .
Redukčné aj oxidačné vlastnosti vykazujú prvky s stredný oxidačný stav .
Cvičenie. Klasifikujte kyselinu sírovú (sírová je bezkyslíkatá, dvojsýtna kyselina).
To znamená, že kyselina sírová tvorí dva typy solí:
hydrosulfity - soli, v ktorých je iba jeden atóm vodíka nahradený kovom (NaHSO 3)
siričitany sú soli, v ktorých sú oba atómy vodíka nahradené kovom (Na2S03).
"Snímka číslo 10."
Literatúra
Chémia. – 2. vyd., prepracované. / vyd. tabuľa: M. Aksyonov, I. Leenson, S. Martynová a ďalší - M.: Encyklopédie World of Avanta+, Astrel, 2007. - 656 s.: ill. (Encyklopédia pre deti).
Síra
Síra je chalkogén, pomerne reaktívny nekov. Existujú tri alotropné modifikácie síry: ortorombická S8 plastická monoklinická
Charakteristika síry
Serav PSHE: poloha (perióda, skupina) vlastnosti atómovej štruktúry prvku podľa periódy / v hlavnom p/g vyšší oxid vyšší hydroxid LVS
Potvrdenie
Pri vypúšťaní roztokov sírovodíka a kyselín sírových: H2SO3 + 2H2S = 3S + 3H2O Pri neúplnom spálení sírovodíka (pri nedostatku vzduchu): 2H2S + O2 = 2S + 2H2O
Chemické vlastnosti
Snímka 6
Ako redukčné činidlo reaguje s: kyslíkom, chlórom, fluórom
Snímka 7
S-2 (so mnou, C, P, H2): C + 2S = CS2H2 + S = H2S S0 S S+2 S + Cl2 = SCI2 S+4 S + O2 = S02H2SO3 S+6 S + 3F2 = SF6H2SO4 posilnenie oxidačnej schopnosti iónov
Snímka 8
H2S – sírovodík. Jeho roztok vo vode sa nazýva kyselina sulfidová. Kyselina je slabo dvojsýtna, preto sa disociuje postupne: I: H2S ↔ H+ + HS– II: HS– ↔ H+ + S–
Snímka 9
Ukazuje všetky vlastnosti kyselín. Reaguje s: zásadité oxidy: H2S + CaO = CaS + H2O zásady: H2S + KOH ↔ KHS + H2O H2S + OH– ↔ HS– + H2O H2S + 2KOH ↔ K2S + H2O H2S + 2OH– ↔ S2– + H2O
Snímka 10
soli: CuCO3 + H2S = CuS + H2CO3 kovy: Ca + H2S = CaS + H2
Snímka 11
Kyslé soli kyseliny hydrosulfidovej - hydrosulfidy (KHS, NaHS) sú vysoko rozpustné vo vode. Rozpustné sú aj sulfidy alkalických kovov a kovov alkalických zemín. Sulfidy iných kovov sú nerozpustné vo vode a sulfidy medi, olova, striebra, ortuti a iných ťažkých kovov sú nerozpustné dokonca aj v kyselinách (okrem dusičnej).
Snímka 12
Sírovodík sa ľahko oxiduje kyslíkom (ako pri nadbytku a nedostatku O2?). Brómová voda Br2: H2S + Br2 = 2HBr + S↓ žltooranžová bezfarebná
Snímka 13
SO2 – plynný oxid siričitý. Reaguje s vodou za vzniku H2SO3. Typický kyslý oxid. Reaguje so zásadami (vzniká soľ (siričitan alebo hydrosulfit) a voda) a zásaditými oxidmi (vzniká iba soľ).
Snímka 14
Získava sa: spaľovaním síry, pražením pyritu, pôsobením kyselín na siričitany, interakciou konc. kyselina sírová a ťažký pervitín
Snímka 15
SO3 je kyslý oxid Reaguje s vodou za vzniku H2SO4, so zásadami (soľ (síran alebo hydrosíran) a vzniká voda) a zásaditými oxidmi. Získané oxidáciou oxid siričitý. Rozpúšťa sa v kyseline sírovej za vzniku olea: H2SO4 + nSO3 = H2SO4 nSO3 oleum
Snímka 16
Kyselina sírová H2SO4 je ťažká olejovitá kvapalina bez zápachu. Pri koncentrácii > 70% sa kyselina sírová nazýva koncentrovaná, menej ako 70% - zriedená. Disociácia kyseliny sírovej je vyjadrená rovnicou: H2SO4 ↔ 2H++ SO42–
Snímka 17
Kyselina reaguje s amofotérnymi a zásaditými oxidmi a hydroxidmi, soľami: H2SO4 + BaCl2 = BaSO4↓ + HCl Posledná reakcia je kvalitatívna pre ión SO42 (vzniká nerozpustná biela zrazenina).
Snímka 18
H2SO4 H2SO4 +1 +6 -2 H2SO4 +1 +6 -2 zriedený koncentrovaný H+ ― oxidačné činidlo 2H+ + 2e– = H2 S+6 ― oxidačné činidlo S+6 +8e– +6e– +2e– S-2 (H2S ) S0 (S) S+4 (SO2)
Snímka 19
Všetky kovy v rade aktivít až po vodík reagujú so zriedenou kyselinou sírovou. Pri reakcii vzniká síran kovu a uvoľňuje sa vodík: H2SO4 + Zn = ZnSO4 + H2 Kovy po vodíku nereagujú so zriedenou kyselinou: Cu + H2SO4 ≠
Snímka 20
Kovy v rade aktivít po vodíku interagujú s koncentrovanou kyselinou sírovou podľa nasledujúcej schémy: H2SO4 (konc.) + Me = MeSO4 + SO2 + H2O T.j. vzniká: síran kovu oxid siričitý - oxid siričitý SO2 voda
Snímka 21
Aktívnejšia kyselina mesírová sa za určitých podmienok môže redukovať na síru čistej forme alebo sírovodík. V studenej konc. kyselina sírová pasivuje železo a hliník, preto sa prepravujú v železných nádržiach: H2SO4 (konc.) + Fe ≠ (za studena)
Snímka 22
získanie SO2 (zvyčajne pražením pyritu) oxidácia SO2 na SO3 v prítomnosti katalyzátora - oxidu vanádu (V) rozpustenie SO3 v kyseline sírovej za vzniku olea;
Snímka 23
Soli kyseliny sírovej majú všetky vlastnosti solí. Ich vzťah k zahrievaniu je zvláštny: aktívne sírany kovov (Na, K, Ba) sa nerozkladajú ani pri t > 1000˚C iné (Cu, Al, Fe) už pri miernom zahriatí sa rozkladajú na oxid síry (VI) a oxid kovu
Snímka 24
V akých reakciách hrá síra úlohu oxidačného činidla? redukčné činidlo? aké stupne vykazuje? Čo spôsobuje rozdiel vo vlastnostiach koncentrovanej a zriedenej kyseliny sírovej? napíšte rovnice pre reakciu konc. a zriedené kyseliny s meďou a zinkom. ako rozlíšiť roztoky jodidu sodného a síranu sodného? navrhnúť dve metódy a napísať reakčné rovnice v molekulárnej a iónovej forme.
Snímka 25
Aké množstvo oxidu siričitého možno získať z 10 kg rudy obsahujúcej 48 % pyritu? Aký objem zaberajú: a) 4 móly SO2? b) 128 g S03? Vykonajte reakcie: O2 → S → SO2 → SO3 → H2SO4 → Na2SO4 → BaSO4
Zobraziť všetky snímky
OVR sú v článku špeciálne farebne zvýraznené. Venujte im osobitnú pozornosť. Tieto rovnice sa môžu objaviť na jednotnej štátnej skúške.
Zriedená kyselina sírová sa správa ako iné kyseliny a skrýva svoje oxidačné schopnosti:
A ešte jedna vec na zapamätanie zriedená kyselina sírová: ona nereaguje s olovom. Kúsok olova vhodený do zriedenej H2SO4 sa pokryje vrstvou nerozpustného (pozri tabuľku rozpustnosti) síranu olovnatého a reakcia sa okamžite zastaví.
– ťažká olejovitá kvapalina, neprchavá, bez chuti a zápachu
Vďaka síre v oxidačnom stupni +6 (vyššom) získava kyselina sírová silné oxidačné vlastnosti.
Pravidlo pre úlohu 24 (stará A24) pri príprave roztokov kyseliny sírovej Nikdy by ste do nej nemali nalievať vodu. Koncentrovaná kyselina sírová by sa mala nalievať do vody tenkým prúdom za stáleho miešania.
Reakcia koncentrovanej kyseliny sírovej s kovmi
Tieto reakcie sú prísne štandardizované a riadia sa schémou:
H2SO4(konc.) + kov → síran kovu + H2O + redukovaný produkt síry.
Existujú dve nuansy:
1) Hliník, železo A chróm s H2SO4 (konc) in normálnych podmienkach nereagujú kvôli pasivácii. Je potrebné zahriať.
2) C platina A zlato H2SO4 (konc) vôbec nereaguje.
Síra V koncentrovaná kyselina sírová- okysličovadlo
Uvažujme diagram oxidačného stavu síry:
Reakcie budú vyzerať takto:
8Li + 5H 2 SO 4( konc. .) → 4Li 2 SO 4 + 4H 2 O+H 2 S
4 mg + 5H 2 SO 4( konc. .) → 4MgSO 4 + 4H 2 O+H 2 S
8Al + 15H 2 SO 4( konc. .) (t) -> 4Al 2 (SO 4 ) 3 +12H 2 0+3H 2 S
3Mn + 4H 2 SO 4( konc. .) → 3MnSO 4 + 4H 2 O+S↓
2Cr + 4H 2 SO 4( konc. .) (t)→Cr 2 (SO 4 ) 3 + 4H 2 O+S↓
3Zn + 4H 2 SO 4( konc. .) → 3ZnSO 4 + 4H 2 O+S↓
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, najvyšší možný oxidačný stav, keďže ide o silné oxidačné činidlo)
Cu+2H 2 SO 4( konc. .) → CuSO 4 + 2H 2 O+SO 2
2Ag + 2H 2 SO 4( konc. .) → Ag 2 SO 4 + 2H 2 O+SO 2
Samozrejme, všetko je relatívne. Hĺbka regenerácie bude závisieť od mnohých faktorov: koncentrácia kyseliny (90%, 80%, 60%), teplota atď. Preto je nemožné úplne presne predpovedať produkty. Vyššie uvedená tabuľka má tiež svoje približné percento, ale môžete ju použiť. Je tiež potrebné pamätať na to, že pri jednotnej štátnej skúške, keď nie je uvedený produkt redukovanej síry a kov nie je obzvlášť aktívny, potom kompilátori s najväčšou pravdepodobnosťou znamenajú SO 2. Treba sa pozrieť na situáciu a hľadať indície v podmienkach.
SO 2 - ide všeobecne o bežný produkt ORR za účasti konc. kyselina sírová.
H2SO4 (conc) oxiduje niektoré nekovy(ktoré vykazujú redukčné vlastnosti spravidla na maximum - najvyšší stupeň oxidácie (tvorí sa oxid tohto nekovu). V tomto prípade sa síra tiež redukuje na SO 2:
C+2H 2 SO 4( konc. .) → CO 2 + 2H 2 O+2SO 2
2P + 5H 2 SO 4( konc. .) → P 2 O 5 +5H 2 O+5SO 2
Čerstvo vytvorený oxid fosforečný (V) reaguje s vodou za vzniku kyseliny ortofosforečnej. Preto sa reakcia okamžite zaznamená:
2P + 5H 2 SO 4( konc. ) → 2H 3 P.O. 4 + 2H 2 O+5SO 2
To isté s bórom sa mení na kyselinu ortoboritú:
2B + 3H 2 SO 4( konc. ) → 2H 3 B.O. 3 +3SO 2
Veľmi zaujímavá je interakcia síry s oxidačným stavom +6 (v kyseline sírovej) s „inou“ sírou (nachádzajúcou sa v inej zlúčenine). V rámci Jednotnej štátnej skúšky sa uvažuje o interakcii 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 je +6. V tomto ORR bude síra +6 oxidovať síru 0. Pozrime sa na diagram oxidačných stavov síry:
Síra 0 bude oxidovať a síra +6 sa zníži, to znamená, že sa zníži oxidačný stav. Oxid siričitý sa uvoľní:
2 H 2 SO 4 (konc.) + S → 3 SO 2 + 2 H 2 O
Ale v prípade sírovodíka:
Vznikajú síra (jednoduchá látka) aj oxid siričitý:
H 2 SO 4( konc. .) +H 2 S → S↓ + SO 2 + 2H 2 O
Tento princíp môže často pomôcť pri identifikácii produktu ORR, kde oxidačné činidlo a redukčné činidlo sú tým istým prvkom v rôznych oxidačných stavoch. Oxidačné činidlo a redukčné činidlo sa „stretnú na polceste“ podľa diagramu oxidačného stavu.
H2SO4 (conc), tak či onak, interaguje s halogenidmi. Len tu musíte pochopiť, že fluór a chlór sú „sami s fúzmi“ a ORR sa nevyskytuje pri fluoridoch a chloridoch prechádza konvenčným procesom iónovej výmeny, počas ktorého sa tvorí plynný halogenovodík:
CaCl2 + H2S04 (konc.) -> CaS04 + 2HCl
CaF2 + H2S04 (konc.) -> CaS04 + 2HF
Halogény v zložení bromidov a jodidov (ako aj v zložení zodpovedajúcich halogenovodíkov) sa však oxidujú na voľné halogény. Len síra sa redukuje rôznymi spôsobmi: jodid je silnejšie redukčné činidlo ako bromid. Preto jodid redukuje síru na sírovodík a bromid na oxid siričitý:
2H 2 SO 4( konc. .) + 2NaBr -> Na 2 SO 4 + 2H 2 O+SO 2 +Br 2
H 2 SO 4( konc. .) + 2HBr -> 2H 2 O+SO 2 +Br 2
5H 2 SO 4( konc. .) + 8NaI -> 4Na 2 SO 4 + 4H 2 O+H 2 S+4I 2 ↓
H 2 SO 4( konc. .) + 8HI -> 4H 2 O+H 2 S+4I 2 ↓
Chlorovodík a fluorovodík (ako aj ich soli) sú odolné voči oxidačnému pôsobeniu H2SO4 (konc).
A nakoniec posledná vec: toto je jedinečné pre koncentrovanú kyselinu sírovú, nikto iný to nedokáže. Ona má vlastnosť odvádzajúca vodu.
To umožňuje použitie koncentrovanej kyseliny sírovej rôznymi spôsobmi:
Po prvé, sušenie látok. Koncentrovaná kyselina sírová odstraňuje vodu z látky a tá „vysychá“.
Po druhé, katalyzátor v reakciách, pri ktorých sa eliminuje voda (napríklad dehydratácia a esterifikácia):
H 3 C–COOH + HO–CH 3 (H 2 SO 4 (konc.)) → H 3 C–C(O)–O–CH 3 + H 2 O
H3C–CH2-OH (H2SO4 (konc.)) → H2C =CH2 + H20
Kyslík s najbežnejší prvok v zemskej kôre. Molekula kyslíka je dvojatómová (O 2). Jednoduchá látka – molekulárny kyslík – je bezfarebný plyn bez zápachu, zle rozpustný vo vode. Atmosféra Zeme obsahuje 21 % (objemových) kyslíka. V prírodných zlúčeninách sa kyslík vyskytuje vo forme oxidov (H 2 O, SiO 2) a solí oxokyselín. Jednou z najdôležitejších prírodných zlúčenín kyslíka je voda alebo oxid vodíka H2O.
Okrem oxidov je kyslík schopný vytvárať peroxidy - látky obsahujúce nasledujúcu skupinu atómov: –O–O–. Jedným z najdôležitejších peroxidov je peroxid vodíka H 2 O 2 (H–O–O–H). V peroxidoch majú atómy kyslíka stredný oxidačný stav mínus 1, takže tieto zlúčeniny môžu byť oxidačnými aj redukčnými činidlami:
Z hodnôt štandardných elektródových potenciálov vyplýva, že oxidy
Tepelné vlastnosti H2O2 sú najvýraznejšie v kyslom prostredí a redukčné sú najvýraznejšie v alkalickom prostredí. Napríklad peroxid vodíka v kyslom prostredí je schopný oxidovať tie látky, ktorých štandardný potenciál elektrochemického systému nepresahuje +1,776 V, a redukovať iba tie, ktorých potenciál je väčší ako +0,682 V.
Alotropickou modifikáciou kyslíka je ozón (O3), plyn so špecifickým zápachom. Ozón vzniká pôsobením „tichých“ elektrických výbojov na kyslík v špeciálnych zariadeniach – ozonizátoroch. Reakcia premeny kyslíka na ozón vyžaduje energiu:
3O2 ↔ 2O3 – 285 kJ.
Opačný proces – rozklad ozónu – nastáva spontánne.
Ozón je jedným z najsilnejších oxidačných činidiel; z hľadiska oxidačnej aktivity je na druhom mieste za fluórom.
Pri vysokých teplotách síra reaguje s vodíkom za vzniku sírovodík(H2S) je bezfarebný plyn s charakteristickým zápachom hnijúceho proteínu. Pretože táto reakcia je reverzibilná, v praxi sa sírovodík zvyčajne vyrába pôsobením zriedených kyselín na sulfidy kovov:
FeS + 2 HCl → H2S + FeCl2.
Sírovodík je silné redukčné činidlo; Keď sa zapáli na vzduchu, horí modrastým plameňom:
2 H2S + 3 O2 → 2 SO2 + 2 H2O (v nadbytku kyslíka).
Preto je zmes sírovodíka so vzduchom výbušná. Pri nedostatku kyslíka sa sírovodík oxiduje iba na voľnú síru:
2 H2S + O2 -> 2 S + 2 H2O.
Sírovodík je veľmi jedovatý a môže spôsobiť ťažkú otravu.
Roztok sírovodíka vo vode má vlastnosti slabej dvojsýtnej kyseliny (K1 = 6×10–8, K2 = 1×10–14). Stredné soli kyseliny sulfidovej - sulfidy - možno získať priamou interakciou kovov so sírou. Málo rozpustné sulfidy možno získať reakciou sírovodíka s roztokmi solí príslušných kovov:
CuSO4 + H2S CuS+ H2SO4 .
Oxid sírový(IV) vzniká, keď síra horí na vzduchu:
S + O2 → SO2.
V priemysle sa SO2 získava pražením sulfidov a polysulfidov kovov, ako aj tepelným rozkladom síranov (najmä CaSO4):
Oxid siričitý je bezfarebný plyn so zápachom spálenej síry. SO2 sa dobre rozpúšťa vo vode a vytvára kyselinu sírovú:
Kyselina sírová– slabá dvojsýtna kyselina (K1=1,6×10–2, K2=6×10–8). H2SO3 a jej soli sú dobré redukčné činidlá a oxidujú sa na kyselinu sírovú alebo sírany:
Pri vysokých teplotách v prítomnosti katalyzátora (V2O5, zliatiny na báze platiny) sa oxid siričitý oxiduje kyslíkom na oxid trioxid:
Oxid sírový (VI) je anhydrid kyseliny sírovej:
Oxid sírový (VI) v plynnom stave pozostáva z molekúl SO3 usporiadaných do tvaru pravidelného trojuholníka. Pri kondenzácii pary SO3 vzniká prchavá kvapalina (bod varu = +44,8 °C), pozostávajúca najmä z trimérnych cyklických molekúl. Pri ochladení na +16,8 °C stuhne a vzniká takzvaná ľadová modifikácia SO3. Počas skladovania sa postupne mení na azbestovú modifikáciu SO3, pozostávajúcu z molekúl polyméru.
Koncentrovaná kyselina sírová, najmä horúca, je silné oxidačné činidlo. Oxiduje bromidové a jodidové ióny na voľné halogény, uhlie na oxid uhličitý a síru na SO2. Pri interakcii s kovmi ich koncentrovaná kyselina sírová premieňa na sírany a redukuje ich na SO2, S alebo H2S. Čím je kov aktívnejší, tým hlbšie je kyselina redukovaná.
Napríklad, keď koncentrovaná kyselina sírová reaguje s meďou, uvoľňuje sa prevažne SO2; Pri interakcii so zinkom možno pozorovať súčasné uvoľňovanie oxidu sírového (IV), voľnej síry a sírovodíka:
H2SO4 je silná dvojsýtna kyselina, disociovaná v prvom stupni
takmer úplne; k disociácii v druhom stupni dochádza v menšej miere, avšak v zriedených vodných roztokoch je kyselina sírová disociovaná takmer úplne podľa nasledujúcej schémy:
H2SO4 → 2 H + + SO4 2-
Väčšina solí kyseliny sírovej je vysoko rozpustná vo vode. Medzi prakticky nerozpustné patria BaSO4, SrSO4, PbSO4; mierne rozpustný CaSO4. Kvalitatívna reakcia na ióny SO4 2– je spôsobená tvorbou slabo rozpustných síranov. Napríklad, keď sa ióny bária zavedú do roztoku obsahujúceho sulfatióny, vyzráža sa biela zrazenina síranu bárnatého, prakticky nerozpustná vo vode a zriedených kyselinách:
Ba 2+ + SO4 2- → BaSO4↓ .
Kyselina sírová sa používa pri výrobe minerálnych hnojív;
ako elektrolyt v olovených batériách; na získanie rôznych minerálnych kyselín a solí; pri výrobe chemických vlákien, farbív, tvorbe dymu a výbušnín; v ropnom, kovospracujúcom, textilnom, kožiarskom a inom priemysle atď.
Sírovodík (H2S) je bezfarebný plyn so zápachom skazených vajec. Je hustejšia ako vodík. Sírovodík je smrteľne jedovatý pre ľudí a zvieratá. Aj jeho malé množstvo vo vzduchu spôsobuje závraty a nevoľnosť, no najhoršie je, že po dlhšom vdychovaní už tento zápach necítiť. Na otravu sírovodíkom však existuje jednoduchý protijed: kúsok bielidla by ste mali zabaliť do vreckovky, potom ju navlhčiť a chvíľku pričuchnúť k obalu. Sírovodík sa vyrába reakciou síry s vodíkom pri teplote 350 °C:
H2 + S → H2S
Ide o redoxnú reakciu: počas nej sa menia oxidačné stavy prvkov, ktoré sa na nej podieľajú.
IN laboratórne podmienky Sírovodík sa vyrába spracovaním sírovodíka s kyselinou sírovou alebo chlorovodíkovou:
FeS + 2HCl → FeCl2 + H2S
Toto je výmenná reakcia: v nej si interagujúce látky vymieňajú svoje ióny. Tento proces sa zvyčajne vykonáva pomocou prístroja Kipp.
Kippov prístroj
Pri horení sírovodíka vzniká oxid sírový 4 a vodná para:
2H₂S + 3О₂ → 2H₂О + 2SO₂
H₂S horí modrastým plameňom a ak nad ním podržíte obrátenú kadičku, na jej stenách sa objaví číry kondenzát (voda).
Pri miernom poklese teploty však táto reakcia prebieha trochu inak: na stenách predchladeného skla sa objaví žltkastý povlak voľnej síry:
2H2S + 02 -> 2H20 + 2S
Priemyselný spôsob výroby síry je založený na tejto reakcii.
Pri zapálení vopred pripravenej plynnej zmesi sírovodíka a kyslíka dôjde k výbuchu.
Reakciou sírovodíka a oxidu sírového vzniká aj voľná síra:
2H2S + SO2 -> 2H20 + 3S
Sírovodík je rozpustný vo vode a tri objemy tohto plynu sa môžu rozpustiť v jednom objeme vody, čím sa vytvorí slabá a nestabilná kyselina sírovodík (H2S). Táto kyselina sa tiež nazýva sírovodíková voda. Ako vidíte, vzorce plynného sírovodíka a kyseliny sírovodíka sú napísané rovnakým spôsobom.
Ak sa do kyseliny sírovodíkovej pridá roztok olovnatej soli, vytvorí sa čierna zrazenina sulfidu olovnatého:
H₂S + Pb(NO3)₂ → PbS + 2HNO₃
Ide o kvalitatívnu reakciu na detekciu sírovodíka. Tiež demonštruje schopnosť kyseliny sulfidovej vstúpiť do výmenných reakcií s roztokmi solí. Akákoľvek rozpustná soľ olova je teda činidlom pre sírovodík. Charakteristické sfarbenie majú aj niektoré ďalšie sulfidy kovov, napr.: 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 rozkladá na vodík a voľnú síru:
H₂S → H₂ + S
Sírovodík intenzívne interaguje s vodnými roztokmi halogénov:
H2S + 4Cl2 + 4H20 → H2SO4 + 8HCl
Sírovodík je súčasťou sopečných plynov, zemný plyn a plyny spojené s ropnými poliami. V prírode je toho veľa minerálne vody, napríklad v Čiernom mori leží v hĺbke 150 metrov a nižšie.
Používa sa sírovodík:
Reakcia tvorby sírovodíka je redoxná:
Н₂⁰ + S⁰→ H₂⁺S²⁻
Proces interakcie síry s vodíkom sa dá ľahko vysvetliť štruktúrou ich atómov. Vodík zaujíma prvé miesto v periodickej tabuľke, teda jeho náboj atómové jadro sa rovná (+1) a 1 elektrón obieha okolo jadra atómu. Vodík ľahko odovzdáva svoj elektrón atómom iných prvkov a mení sa na kladne nabitý vodíkový ión - protón:
Н⁰ -1е⁻= 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 víri okolo atómového jadra a vytvára 3 vrstvy, z ktorých posledná obsahuje 6 valenčných elektrónov. Počet valenčných elektrónov síry zodpovedá počtu skupiny VI, v ktorej sa nachádza v periodickej tabuľke.
Takže síra môže darovať všetkých šesť valenčných elektrónov, ako v prípade tvorby oxidu sírového (VI):
2S⁰ + 3O2⁰ → 2S⁺⁶O₃⁻²
Okrem toho v dôsledku oxidácie síry môže byť 4e⁻ odovzdaný svojim atómom inému prvku za vzniku oxidu sírového (IV):
S⁰ + O2⁰ → S⁺4 O2⁻²
Síra môže tiež darovať dva elektróny na vytvorenie chloridu sírového:
S⁰ + Cl2⁰ → S⁺2 Cl2⁻
Vo všetkých troch vyššie uvedených reakciách síra daruje elektróny. Následne sa oxiduje, ale zároveň pôsobí ako redukčné činidlo pre atómy kyslíka O a chlóru Cl. Avšak v prípade tvorby H2S je oxidácia veľa atómov vodíka, pretože práve oni strácajú elektróny a obnovujú vonkajšiu energetickú hladinu 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 na záporne nabitý anión (S⁻²): S⁰ + 2е⁻ → S⁻²
Pri chemickej reakcii tvorby sírovodíka je to síra, ktorá pôsobí ako oxidačné činidlo.
Z hľadiska prejavu síry v rôznych oxidačných stavoch je ďalšou zaujímavou interakciou medzi oxidom sírovým (IV) a sírovodíkom reakcia na produkciu voľnej síry:
2H₂⁺S-²+ S⁺⁴О₂-²→ 2H₂⁺O-²+ 3S⁰
Ako je možné vidieť z reakčnej rovnice, tak oxidačným činidlom, ako aj redukčným činidlom v ňom sú ióny síry. Dva anióny síry (2-) darujú dva svoje elektróny atómu síry v molekule oxidu sírového (II), v dôsledku čoho sa všetky tri atómy síry redukujú na voľnú síru.
2S-² - 4е⁻→ 2S⁰ - redukčné činidlo, oxiduje;
S⁺⁴ + 4е⁻→ S⁰ - oxidačné činidlo, reduk.
