Физические свойства

Газ, бесцветный, с запахом тухлых яиц, ядовит, растворим в воде (в 1 V H 2 O растворяется 3 V H 2 S при н.у.); t °пл. = -86° C ; t °кип. = -60°С.

Влияние сероводорода на организм:

Сероводород не только скверно пахнет, он еще и чрезвычайно ядовит. При вдыхании этого газа в большом количестве быстро наступает паралич дыхательных нервов, и тогда человек перестает ощущать запах – в этом и заключается смертельная опасность сероводорода.

Насчитывается множество случаев отравления вредным газом, когда пострадавшими были рабочие, на ремонте трубопроводов. Этот газ тяжелее, поэтому он накапливается в ямах, колодцах, откуда быстро выбраться не так-то просто.

Получение

1) H 2 + S → H 2 S (при t )

2) FeS + 2 HCl → FeCl 2 + H 2 S ­

Химические свойства

1) Раствор H 2 S в воде – слабая двухосновная кислота.

Диссоциация происходит в две ступени:

H 2 S → H + + HS - (первая ступень, образуется гидросульфид - ион)

HS - → 2 H + + S 2- (вторая ступень)

Сероводородная кислота образует два ряда солей - средние (сульфиды) и кислые (гидросульфиды):

Na 2 S – сульфид натрия;

CaS – сульфид кальция;

NaHS – гидросульфид натрия;

Ca ( HS ) 2 – гидросульфид кальция.

2) Взаимодействует с основаниями:

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

H 2 S (избыток) + NaOH → Na Н S + H 2 O

3) H 2 S проявляет очень сильные восстановительные свойства:

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 (конц) →3H 2 S +6 O 4 + 8NO + 4H 2 O

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

(при нагревании реакция идет по - иному:

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

4) Сероводород окисляется:

при недостатке O 2

2 H 2 S -2 + O 2 → 2 S 0 + 2 H 2 O

при избытке O 2

2H 2 S -2 + 3O 2 → 2S +4 O 2 + 2H 2 O

5) Серебро при контакте с сероводородом чернеет:

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

Потемневшим предметам можно вернуть блеск. Для этого в эмалированной посуде их кипятят с раствором соды и алюминиевой фольгой. Алюминий восстанавливает серебро до металла, а раствор соды удерживает ионы серы.

6) Качественная реакция на сероводород и растворимые сульфиды - образование темно-коричневого (почти черного) осадка 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 ↓

Загрязнение атмосферы вызывает почернение поверхности картин, написанных масляными красками, в состав которых входят свинцовые белила. Одной из основных причин потемнения художественных картин старых мастеров было использование свинцовых белил, которые за несколько веков, взаимодействуя со следами сероводорода в воздухе (образуются в небольших количествах при гниении белков; в атмосфере промышленных регионов и др.) превращаются в PbS . Свинцовые белила – это пигмент, представляющий собой карбонат свинца ( II ). Он реагирует с сероводородом, содержащимся в загрязнённой атмосфере, образуя сульфид свинца ( II ), соединение чёрного цвета:

PbCO 3 + H 2 S = PbS ↓ + CO 2 + H 2 O

При обработке сульфида свинца ( II ) пероксидом водорода происходит реакция:

PbS + 4 H 2 O 2 = PbSO 4 + 4 H 2 O ,

при этом образуется сульфат свинца ( II ), соединение белого цвета.

Таким образом реставрируют почерневшие масляные картины.

7) Реставрация:

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

Сульфиды

Получение сульфидов

1) Многие сульфиды получают нагреванием металла с серой:

Hg + S → HgS

2) Растворимые сульфиды получают действием сероводорода на щелочи:

H 2 S + 2 KOH → K 2 S + 2 H 2 O

3) Нерастворимые сульфиды получают обменными реакциями:

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↓

Химические свойства сульфидов

1) Растворимые сульфиды сильно гидролизованы, вследствие чего их водные растворы имеют щелочную реакцию:

K 2 S + H 2 O → KHS + KOH

S 2- + H 2 O → HS - + OH -

2) Сульфиды металлов, стоящих в ряду напряжений левее железа (включительно), растворимы в сильных кислотах:

ZnS + H 2 SO 4 → ZnSO 4 + H 2 S­

3)Нерастворимые сульфиды можно перевести в растворимое состояние действием концентрированной HNO 3 :

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

ЗАДАНИЯ ДЛЯ ЗАКРЕПЛЕНИЯ

Задание №1
Напишите уравнения реакций, с помощью которых можно осуществить следующие превращения:
Cu → CuS → H 2 S → SO 2

Задание №2
Составьте уравнения окислительно-восстановительных реакций полного и неполного сгорания сероводорода. Расставьте коэффициенты методом электронного баланса, укажите окислитель и восстановитель для каждой реакции, а так же процессы окисления и восстановления.

Задание №3
Запишите уравнение химической реакции сероводорода с раствором нитрата свинца (II) в молекулярном, полном и кратком ионном виде. Отметьте признаки этой реакции, является ли реакция обратимой?

Задание №4

Сероводород пропустили через 18%-ый раствор сульфата меди (II) массой 200 г. Вычислите массу осадка, выпавшего в результате этой реакции.

Задание №5
Определите объём сероводорода (н.у.), образовавшегося при взаимодействии соляной кислоты с 25% - ым раствором сульфида железа (II) массой 2 кг?

Сернистый газ имеет молекулярное строение, аналогичное озону. Атом серы, находящийся в центре молекулы, связан с двумя атомами кислорода. Этот газообразный продукт окисления серы не имеет цвета, издает резкий запах, при изменении условий легко конденсируется в прозрачную жидкость. Вещество хорошо растворимо в воде, обладает антисептическими свойствами. В больших количествах получают SO 2 в химической промышленности, а именно в цикле сернокислотного производства. Газ широко используется для обработки сельскохозяйственных и пищевых продуктов, отбеливания тканей в текстильной промышленности.

Систематические и тривиальные названия вещества

Необходимо разобраться в многообразии терминов, относящихся к одному и тому же соединению. Официальное название соединения, химический состав которого отражает формула SO 2 , — диоксид серы. ИЮПАК рекомендует использовать этот термин и его английский аналог — Sulfur dioxide. Учебники для школ и ВУЗов чаще упоминают еще такое название — оксид серы (IV). Римской цифрой в скобках обозначена валентность атома S. Кислород в этом оксиде двухвалентен, а окислительное число серы +4. В технической литературе используются такие устаревшие термины, как сернистый газ, ангидрид сернистой кислоты (продукт ее дегидратации).

Состав и особенности молекулярного строения SO 2

Молекула SO 2 образована одним атомом серы и двумя атомами кислорода. Между ковалентными связями имеется угол, составляющий 120°. В атоме серы происходит sp2-гибридизация — выравниваются по форме и энергии облака одного s и двух p-электронов. Именно они участвуют в образовании ковалентной связи между серой и кислородом. В паре О—S расстояние между атомами составляет 0,143 нм. Кислород более электроотрицательный элемент, чем сера, значит, связывающие пары электронов смещаются от центра к внешним углам. Вся молекула тоже поляризована, отрицательный полюс — атомы О, положительный — атом S.

Некоторые физические параметры диоксида серы

Оксид четырехвалентной серы при обычных показателях окружающей среды сохраняет газообразное агрегатное состояние. Формула сернистого газа позволяет определить его относительную молекулярную и молярную массы: Mr(SO 2) = 64,066, М = 64,066 г/моль (можно округлять до 64 г/моль). Этот газ почти в 2,3 раза тяжелее воздуха (М(возд.) = 29 г/моль). Диоксид обладает резким специфическим запахом горящей серы, который трудно перепутать с каким-либо другим. Он неприятный, раздражает слизистые покровы глаз, вызывает кашель. Но оксид серы (IV) не такой ядовитый, как сероводород.

Под давлением при комнатной температуре газообразный сернистый ангидрид сжижается. При низких температурах вещество находится в твердом состоянии, плавится при -72…-75,5 °C. При дальнейшем повышении температуры появляется жидкость, а при -10,1 °C вновь образуется газ. Молекулы SO 2 являются термически устойчивыми, разложение на атомарную серу и молекулярный кислород происходит при очень высоких температурах (около 2800 ºС).

Растворимость и взаимодействие с водой

Диоксид серы при растворении в воде частично взаимодействует с ней с образованием очень слабой сернистой кислоты. В момент получения она тут же разлагается на ангидрид и воду: SO 2 + Н 2 О ↔ Н 2 SO 3 . На самом деле в растворе присутствует не сернистая кислота, а гидратированные молекулы SO 2 . Газообразный диоксид лучше взаимодействует с прохладной водой, его растворимость понижается с повышением температуры. При обычных условиях может раствориться в 1 объеме воды до 40 объемов газа.

Сернистый газ в природе

Значительные объемы диоксида серы выделяются с вулканическими газами и лавой во время извержений. Многие виды антропогенной деятельности тоже приводят к повышению концентрации SO 2 в атмосфере.

Сернистый ангидрид поставляют в воздух металлургические комбинаты, где не улавливаются отходящие газы при обжиге руды. Многие виды топливных ископаемых содержат серу, в результате значительные объемы диоксида серы выделяется в атмосферный воздух при сжигании угля, нефти, газа, полученного из них горючего. Сернистый ангидрид становится токсичным для человека при концентрации в воздухе свыше 0,03 %. У человека начинается одышка, могут наступить явления, напоминающие бронхит и воспаление легких. Очень высокая концентрация в атмосфере диоксида серы может привести к сильному отравлению или летальному исходу.

Сернистый газ — получение в лаборатории и в промышленности

Лабораторные способы:

1. При сжигании серы в колбе с кислородом или воздухом получается диоксид по формуле: S + O 2 = SO 2 .
2. Можно подействовать на соли сернистой кислоты более сильными неорганическими кислотами, лучше взять соляную, но можно разбавленную серную:

• Na 2 SO 3 + 2HCl = 2NaCl + H 2 SO 3 ;
• Na 2 SO 3 + H 2 SO 4 (разб.) = Na 2 SO 4 + H 2 SO 3 ;
• H 2 SO 3 = Н 2 О + SO 2 .

3. При взаимодействии меди с концентрированной серной кислотой выделяется не водород, а диоксид серы:

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

Современные способы промышленного производства сернистого ангидрида:

1. Окисления природной серы при ее сжигании в специальных топках: S + О 2 = SO 2 .
2. Обжиг железного колчедана (пирита).

Основные химические свойства диоксида серы

Сернистый газ является активным соединением в химическом плане. В окислительно-восстановительных процессах это вещество чаще выступает в качестве восстановителя. Например, при взаимодействии молекулярного брома с диоксидом серы продуктами реакции являются серная кислота и бромоводород. Окислительные свойства SO 2 проявляются, если пропускать этот газ через сероводородную воду. В результате выделяется сера, происходит самоокисление-самовосстановление: SO 2 + 2H 2 S = 3S + 2H 2 O.

Диоксид серы проявляет кислотные свойства. Ему соответствует одна из самых слабых и неустойчивых кислот — сернистая. Это соединение в чистом виде не существует, обнаружить кислотные свойства раствора диоксида серы можно с помощью индикаторов (лакмус розовеет). Сернистая кислота дает средние соли - сульфиты и кислые — гидросульфиты. Среди них встречаются стабильные соединения.

Процесс окисления серы в диоксиде до шестивалентного состояния в ангидриде серной кислоты — каталитический. Получившееся вещество энергично растворяется в воде, реагирует с молекулами Н 2 О. Реакция является экзотермической, образуется серная кислота, вернее, ее гидратированная форма.

Практическое использование сернистого газа

Основной способ промышленного производства серной кислоты, для которого нужен диоксид элемента, насчитывает четыре стадии:

1. Получение сернистого ангидрида при сжигании серы в особых печах.
2. Очищение полученного диоксида серы от всевозможных примесей.
3. Дальнейшее окисление до шестивалентной серы в присутствии катализатора.
4. Абсорбция триоксида серы водой.

Ранее почти всю двуокись серы, необходимую для производства серной кислоты в промышленных масштабах, получали при обжиге пирита как побочный продукт сталеплавильного производства. Новые виды переработки металлургического сырья меньше используют сжигание руды. Поэтому основным исходным веществом для сернокислотного производства в последние годы стала природная сера. Значительные мировые запасы этого сырья, его доступность позволяют организовать широкомасштабную переработку.

Диоксид серы находит широкое применение не только в химической промышленности, но и в других отраслях экономики. Текстильные комбинаты используют это вещество и продукты его химического взаимодействия для отбеливания шелковых и шерстяных тканей. Это один из видов бесхлорного отбеливания, при котором волокна не разрушаются.

Диоксид серы обладает отличными дезинфицирующими свойствами, что находит применение в борьбе с грибками и бактериями. Сернистым ангидридом окуривают хранилища сельскохозяйственной продукции, винные бочки и подвалы. Используется SO 2 в пищевой промышленности как консервирующее и антибактериальное вещество. Добавляют его в сиропы, вымачивают в нем свежие плоды. Сульфитизация
сока сахарной свеклы обесцвечивает и обеззараживает сырье. Консервированные овощные пюре и соки тоже содержат диоксид серы в качестве антиокислительного и консервирующего агента.

О.С.ЗАЙЦЕВ

УЧЕБНАЯ КНИГА ПО ХИМИИ

ДЛЯ УЧИТЕЛЕЙ СРЕДНИХ ШКОЛ,
СТУДЕНТОВ ПЕДАГОГИЧЕСКИХ ВУЗОВ И ШКОЛЬНИКОВ 9–10 КЛАССОВ,
РЕШИВШИХ ПОСВЯТИТЬ СЕБЯ ХИМИИ И ЕСТЕСТВОЗНАНИЮ

УЧЕБНИКЗАДАЧНИКЛАБОРАТОРНЫЙ ПРАКТИКУМНАУЧНЫЕ РАССКАЗЫ ДЛЯ ЧТЕНИЯ

Продолжение. См. № 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. Окислительно-восстановительные реакции

ЛАБОРАТОРНЫЕ ИССЛЕДОВАНИЯ
(продолжение)

2. Озон – окислитель.

Озон – важнейшее для природы и человека вещество.

Озон создает вокруг Земли на высоте от 10 до 50 км озоносферу с максимумом содержания озона на высоте 20–25 км. Находясь в верхних слоях атмосферы, озон не пропускает к поверхности Земли большую часть ультрафиолетовых лучей Солнца, губительно действующих на человека, животный и растительный мир. В последние годы обнаружены участки озоносферы с сильно пониженным содержанием озона, так называемые озоновые дыры. Неизвестно, образовывались ли озоновые дыры раньше. Также непонятны и причины их возникновения. Предполагают, что хлорсодержащие фреоны холодильников и парфюмерных баллончиков под действием ультрафиолетового излучения Солнца выделяют атомы хлора, которые реагируют с озоном и тем самым уменьшают его концентрацию в верхних слоях атмосферы. Опасность озоновых дыр в атмосфере крайне беспокоит ученых.
В нижних слоях атмосферы озон образуется в результате ряда последовательных реакций между кислородом воздуха и оксидами азота, выбрасываемыми плохо отрегулированными двигателями автомобилей и создающимися разрядами высоковольтных линий электропередач. Озон очень вреден для дыхания – он разрушает ткани бронхов и легких. Озон чрезвычайно ядовит (сильнее угарного газа). Предельно допустимая концентрация в воздухе – 10 –5 %.
Таким образом, озон в верхних и в нижних слоях атмосферы оказывает противоположное по своим результатам воздействие на человека и животный мир.
Озон наряду с хлором используют для обработки воды, чтобы разрушить органические примеси и уничтожить бактерии. Однако как хлорирование, так и озонирование воды имеет свои преимущества и недостатки. При хлорировании воды уничтожаются практически полностью бактерии, но образуются вредные для здоровья органические вещества канцерогенного характера (способствуют развитию раковых опухолей) – диоксины и подобные им соединения. При озонировании воды такие вещества не образуются, но озон убивает не все бактерии, и оставшиеся живыми бактерии через некоторое время обильно размножаются, поглощая остатки убитых бактерий, и вода становится даже более загрязненной бактериальной флорой. Поэтому озонирование питьевой воды лучше применять при ее быстром использовании. Очень эффективно озонирование воды в бассейнах, когда вода непрерывно циркулирует через озонатор. Озон применяют также и для очистки воздуха. Он относится к числу экологически чистых окислителей, не оставляющих вредных продуктов своего распада.
Озон окисляет почти все металлы, кроме золота и металлов платиновой группы.

Химические способы получения озона неэффективны или слишком опасны. Поэтому советуем вам получить озон в смеси с воздухом в озонаторе (действие слабого электрического разряда на кислород), имеющемся в школьной физической лаборатории.

Озон чаще всего получают действием на газообразный кислород тихого электрического разряда (без свечения и искр), который происходит между стенками внутреннего и внешнего сосудов озонатора. Простейший озонатор нетрудно изготовить из стеклянных трубок с пробками. Как это сделать, вы поймете из рис. 8.4. Внутренний электрод – металлический стержень (длинный гвоздь), наружный электрод – проволочная спираль. Воздух можно продувать воздушным насосом для аквариума или резиновой грушей от пульверизатора. На рис. 8.4 внутренний электрод находится в стеклянной трубке (как вы думаете, почему? ), но можно собрать озонатор и без нее. Резиновые пробки быстро разъедаются озоном.

Высокое напряжение удобно получить от индукционной катушки системы зажигания автомобиля, непрерывно размыкая соединение с источником низкого напряжения (аккумулятор или выпрямитель тока на 12 В).
Выход озона – несколько процентов.

Качественно обнаружить озон можно при помощи крахмального раствора йодида калия. Этим раствором можно пропитать полоску фильтровальной бумаги или раствор добавить в озонированную воду, а воздух с озоном пропускать через раствор в пробирке. Кислород в реакцию с йодид-ионом не вступает.
Уравнение реакции:

2I – + О 3 + Н 2 О = I 2 + O 2 + 2ОН – .

Напишите уравнения реакций приема и отдачи электронов.
Поднесите к озонатору полоску фильтровальной бумаги, смоченную этим раствором. (Зачем раствор йодида калия должен содержать крахмал?) Определению озона этим способом мешает пероксид водорода (почему?) .
Рассчитайте ЭДС реакции, используя электродные потенциалы:

3. Восстановительные свойства сероводорода и сульфид-иона.

Сероводород – бесцветный газ с запахом тухлых яиц (в состав некоторых белков входит сера).
Для проведения опытов с сероводородом можно пользоваться газообразным сероводородом, пропуская его через раствор с изучаемым веществом, или приливать к исследуемым растворам заранее приготовленную сероводородную воду (это удобнее). Многие реакции можно проводить с раствором сульфида натрия (реакции на сульфид-ион S 2–).
Работать с сероводородом только под тягой! Смеси сероводорода с воздухом сгорают со взрывом.

Сероводород обычно получают в аппарате Киппа, действуя 25%-й серной (разбавленной 1:4) или 20%-й соляной (разбавленной 1:1) кислотой на сульфид железа в виде кусочков размером 1–2 см. Уравнение реакции:

FeS (кр.) + 2Н + = Fe 2+ + H 2 S (г.).

Небольшие количества сероводорода можно получить, поместив кристаллический сульфид натрия в колбу с пробкой, через которую пропущены капельная воронка с краном и отводная трубка. Медленно приливая из воронки 5–10%-ю соляную кислоту (почему не серную?) , колбу постоянно встряхивают покачиванием, чтобы избежать местного скопления непрореагировавшей кислоты. Если этого не делать, неожиданное смешение компонентов может привести к бурной реакции, выталкиванию пробки и разрушению колбы.
Равномерный ток сероводорода получается при нагревании с серой богатых водородом органических соединений, например парафина (1 часть парафина на 1 часть серы, 300 °С).
Для получения сероводородной воды через дистиллированную воду (или прокипяченную) пропускают сероводород. В одном объеме воды растворяется около трех объемов газообразного сероводорода. При стоянии на воздухе сероводородная вода постепенно мутнеет (почему?) .
Сероводород – сильный восстановитель: галогены восстанавливаются им до галогеноводородов, серная кислота – до диоксида серы и серы.
Сероводород ядовит. Предельно допустимая концентрация в воздухе 0,01 мг/л. Даже при незначительных концентрациях сероводород раздражает глаза и дыхательные пути, вызывает головную боль. Концентрации выше 0,5 мг/л опасны для жизни. При более высоких концентрациях поражается нервная система. При вдохе сероводорода возможна остановка сердца и дыхания. Иногда сероводород скапливается в пещерах и канализационных колодцах, и попавший туда человек мгновенно теряет сознание и погибает.
В то же время сероводородные ванны оказывают лечебное действие на организм человека.

3а. Реакция сероводорода с пероксидом водорода.

Изучите действие раствора пероксида водорода на сероводородную воду или раствор сульфида натрия.
По результатам опытов составьте уравнения реакций. Рассчитайте ЭДС реакции и сделайте вывод о возможности ее прохождения.

3б. Реакция сероводорода с серной кислотой.

В пробирку с 2–3 мл сероводородной воды (или раствора сульфида натрия) прилейте по каплям концентрированную серную кислоту (осторожно!) до появления мути. Что это за вещество? Какие другие продукты могут получиться в этой реакции?
Напишите уравнения реакций. Рассчитайте ЭДС реакции, используя электродные потенциалы:

4. Диоксид серы и сульфит-ион.

Диоксид серы, сернистый газ – важнейший загрязнитель атмосферы, выделяемый автомобильными двигателями при использовании плохо очищенного бензина и топками, в которых сгорают серосодержащие угли, торф или мазут. Ежегодно в атмосферу из-за сжигания угля и нефти выбрасываются миллионы тонн диоксида серы.
В природе диоксид серы встречается в вулканических газах. Диоксид серы окисляется кислородом воздуха в триоксид серы, который, поглощая воду (пары), превращается в серную кислоту. Выпадающие кислотные дожди разрушают цементные части построек, памятники архитектуры, высеченные из камня скульптуры. Кислотные дожди замедляют рост растений и даже приводят к их гибели, убивают живые организмы водоемов. Такие дожди вымывают из пашен малорастворимые в воде фосфорные удобрения, которые, попадая в водоемы, приводят к бурному размножению водорослей и быстрому заболачиванию прудов, рек.
Диоксид серы – бесцветный газ с резким запахом. Получать диоксид серы и работать с ним следует под тягой.

Сернистый газ можно получить, поместив в колбу, закрывающуюся пробкой с отводной трубкой и капельной воронкой, 5–10 г сульфита натрия. Из капельной воронки с 10 мл концентрированной серной кислоты (крайняя осторожность!) приливайте ее по каплям к кристаллам сульфита натрия. Вместо кристаллического сульфита натрия можно воспользоваться его насыщенным раствором.
Диоксид серы можно получить также реакцией между металлической медью и серной кислотой. В круглодонную колбу, снабженную пробкой с газоотводной трубкой и капельной воронкой, положите медные стружки или куски проволоки и прилейте из капельной воронки немного серной кислоты (на 10 г меди берется около 6 мл концентрированной серной кислоты). Для начала реакции слегка нагрейте колбу. После этого кислоту приливайте по каплям. Напишите уравнения приема и отдачи электронов и суммарное уравнение.
Свойства диоксида серы можно изучать, пропуская газ через раствор реагента, или в виде водного раствора (сернистой кислоты). Такие же результаты получаются при использовании подкисленных растворов сульфитов натрия Na 2 SO 3 и калия К 2 SO 3 . В одном объеме воды растворяется до сорока объемов сернистого газа (получается ~6%-й раствор).
Диоксид серы токсичен. При легких отравлениях начинается кашель, насморк, появляются слезы, начинается головокружение. Увеличение дозы приводит к остановке дыхания.

4а. Взаимодействие сернистой кислоты с пероксидом водорода.

Предскажите продукты взаимодействия сернистой кислоты и пероксида водорода. Проверьте свое предположение опытом.
К 2–3 мл сернистой кислоты прилейте столько же 3%-го раствора пероксида водорода. Как доказать образование предполагаемых продуктов реакции?
Тот же опыт повторите с подкисленным и щелочным растворами сульфита натрия.
Напишите уравнения реакций и рассчитайте ЭДС процесса.
Выберите нужные вам электродные потенциалы:

4б. Реакция между сернистым газом и сероводородом.

Эта реакция проходит между газообразными SO 2 и H 2 S и служит для получения серы. Реакция интересна также тем, что два загрязнителя атмосферы взаимно уничтожают друг друга. Проходит ли эта реакция между растворами сероводорода и сернистого газа? Ответьте на этот вопрос опытом.
Выберите электродные потенциалы для определения возможности прохождения реакции в растворе:

Попробуйте провести термодинамический расчет возможности прохождения реакций. Термодинамические характеристики веществ для определения возможности прохождения реакции между газообразными веществами следующие:

При каком состоянии веществ – газообразном или в растворе – реакции более предпочтительны?

Оксид серы (сернистый газ, серы диоксид, ангидрид сернистый) - это бесцветный газ, имеющий в в нормальных условиях резкий характерный запах (похож на запах загорающейся спички). Сжижается под давлением при комнатной температуре. Сернистый газ растворим в воде, при этом образуется нестойкая серная кислота. Также это вещество растворяется в серной кислоте и этаноле. Это один из основных компонентов, входящих в состав вулканических газов.

1. Диоксид серы растворяется в воде, при этом образуется сернистая кислота. В обычных условиях данная реакция обратима.

SO2 (диоксид серы) + H2O (вода) = H2SO3 (сернистая кислота).

2. С щелочами диоксид серы образует сульфиты. Например: 2NaOH (гидроксид натрия) + SO2 (сернистый газ)= Na2SO3 (сульфит натрия) + H2O (вода).

3. Химическая активность сернистого газа достаточно велика. Наиболее выражены восстановительные свойства сернистого ангидрида. В таких реакциях степень окисления серы повышается. Например: 1) SO2 (диоксид серы) + Br2 (бром) + 2H2O (вода) = H2SO4 (серная кислота) + 2HBr (бромоводород); 2) 2SO2 (диоксид серы) + O2 (кислород) = 2SO3 (сульфит); 3) 5SO2 (диоксид серы) + 2KMnO4 (перманганат калия) + 2H2O (вода) = 2H2SO4 (серная кислота) + 2MnSO4 (сульфат марганца) + K2SO4 (сульфат калия).

Последняя реакция - это пример качественной реакции на SO2 и SO3. Происходит обесцвечивание раствора фиолетового цвета).

4. В условиях присутствия сильных восстановителей сернистый ангидрид может проявлять свойства окислительные. Например, для того чтобы в металлургической промышленности извлечь серу из отходящих газов, используют восстановление диоксида серы оксидом углерода (CO): SO2 (диоксид серы) + 2CO (оксид углерода) = 2CO2 + S (сера).

Также окислительные свойства этого вещества используют в целях получения фосфорноваристой ксилоты: PH3 (фосфин) + SO2 (сернистый газ) = H3PO2 (фосфорноваристая кислота) + S (сера).

Где применяют сернистый газ

В основном диоксид серы используют для получения кислоты серной. Также его применяют как в производстве слабоалкогольных напитков (вино и другие напитки средней ценовой категории). Благодаря свойству этого газа убивать различные микроорганизмы, им окуривают складские помещения и овощехранилища. Помимо этого, оксид серы используют для отбеливания шерсти, шелка, соломы (тех материалов, которые нельзя отбелить хлором). В лабораториях сернистый газ применяют в качестве растворителя и в целях получения различных солей кислоты сернистой.

Физиологическое воздействие

Сернистый газ обладает сильными токсическими свойствами. Симптомы отравления - это кашель, насморк, охриплость голоса, своеобразный привкус во рту, сильное першение в горле. При вдыхании диоксида серы в высоких концентрациях возникает затруднение глотания и удушье, расстройство речи, тошнота и рвота, возможно развитие острого отека легких.

ПДК сернистого газа:
- в помещении - 10 мг/м³;
- среднесуточная максимально-разовая в атмосферном воздухе - 0,05 мг/м³.

Чувствительность к диоксиду серы у отдельных людей, растений и животных различна. Например, среди деревьев наиболее устойчивы дуб и береза, а наименее - ель и сосна.

Серная кислота – один из основных много тоннажных продуктов химической промышленности. Ее применяют в различных отраслях народного хозяйства, поскольку она обладает комплексом особых свойств, облегчающих ее технологическое использование. Серная кислота не дымит, не имеет цвета, запаха, при обычной температуре находится в жидком состоянии. В концентрированном виде не корродирует черные металлы. В то же время серная кислота относится к числу сильных минеральных кислот, образует многочисленные устойчивые соли и дешева. Безводная серная кислота (моногидрат) Н2SО4 представляет собой тяжелую маслянистую жидкость, которая смешивается с водой во всех соотношениях с выделением большого количества тепла.

Сырье процесса: серный колчедан, элементная сера, сероводо­род, сульфиды металлов, такие как медный колчедан CuFeS 2 , медный блеск CuS 2 , сульфаты : гипс CaSO 4 2H 2 O, ангидрит CaSO 4 , мирабилит Na 2 SO 4 10H 2 O и т.д.

Получение газо­вой серы из сероводорода, извлекаемого при очистке горючих и технологи­ческих газов, основано на процессе неполного окисления на твердом катализа­торе. При этом протекают реакции:

H 2 S + 1,5O 2 = SO 2 + H 2 O;

2H 2 S + SO 2 = 2H 2 O + 1,5S 2 .

Значительные количества серы могут быть получены из побочных про­дук­тов производства цветных металлов, например меди:

2FeS 2 = 2FeS +S 2 ;

SO 2 + C = S + CO 2 ;

CS 2 + SO 2 = 1,5S 2 + CO 2 ;

2COS + SO 2 = 1,5S 2 + 2CO 2

Получение сернистого газа сжиганием серы, сероводорода и других видов сырья

При сжигании 1 моля серы расходуется 1 моль кис­лорода. При этом получают 1 моль сернистого газа:

S (газ) + О2 (газ) = S02 (газ)-j - 362,4 кДж (86,5 ккал).

Поэтому при горении серы в воздухе, содержащем 21% кислорода, возможно (теоретически) получить 21% сернистого ангидрида. Выход сернистого ангидрида здесь выше, чем при горении колчедана и цинковой об­манки. При сжигании серы в производстве серной кис­лоты получается наиболее выгодное соотношение SO2 и кислорода. Если сжигать серу с небольшим избытком воздуха, можно получить сернистый газ с повышенным содержанием S02. Однако при этом развивается темпе­ ратура до 1300°С, что приводит к разрушению футе­ровки печи; это ограничивает получение из серы газа с высокой концентрацией S02.

Сероводород сгорает с образованием S02 и Н20:

2H2S + 302 = 2S02+2H20-f 1038,7 кДж (247,9 ккал).

Образующиеся при этом пары воды поступают с газо­вой смесью в контактный аппарат, а из него на абсорб­цию.

По технологическому оформлению производство серной кислоты из железного колчедана является наиболее сложным процессом и состоит из нескольких последовательно проводимых стадий.

Принципиальная схема этого производства представлена на рисунке.

1 – получение обжигового газа: 1 – обжиг колчедана, 2 – охлаждение газа в котле-утилизаторе, 3 – общая очистка газа, 4 – специальная очистка газа; 11 – контактирование: 5 – подогрев газа в теплообменнике, 6 – контактирование; 111 – абсорбция: 7 – абсорбция оксида серы (6) и образование серной кислоты.

Сернистый ангидрид S02 – это бесцветный газ, в 2.3 раза тяжелее воздуха, с резким запахом. При растворении в воде образуется слабая и нестойкая сернистая кислота SO2 +Н2О = H2SO3.

2.Уголь. Получение кокса.

Коксование каменных углей

Значительную часть углей подвергают высокотемпературной (пирогене-ти­ческой) химической переработке. Цель такой переработки – производство ценных вторичных продуктов, используемых далее в качестве топлива и про­межуточных продуктов для органического синтеза. По назначению и условиям процессы пирогенетической переработки углей делят на три вида: пиро­лиз, газификация, гидрирование .

Пиролиз или сухая перегонка – это процесс нагрева твердого топлива без доступа воздуха с целью получения газообразных, жидких и твердых продуктов различного назначения. Существует высокотемпературный пиро­лиз (коксование ) и низкотемпературный пиролиз (полукоксование ).

Полукоксование проводят при 500–580 о С с целью получения искус­ственного жидкого и газообразного топлива. Продуктами полукоксования являются сы­рье для оргсинтеза, смола (источник получения моторных топлив), раство­ри­тели, мономеры и полукокс, используемый как местное топливо и добавка в шихту для коксования.

Процессы гидрирования и газификации используются для получения из угля жидких продуктов, применяемых как моторное топливо, и горючих газов.

Коксование каменного угля проводят при температуре 900 – 1200 о С с целью получения кокса, горючих газов и сырья для химической промышленности.

Предприятия, на которых осуществляют коксование углей, называют коксохимическими. Существуют отдельные коксохимические заводы с пол­ным циклом коксохимического производства, размещаемые отдельно от ме-таллургических предприятий, и коксохимические цеха в составе металлу­рги­ческих комбинатов.

Структурная схема коксохимического производства представлена на рисунке.

Каменный уголь

Углеподготовка

Угольная шихта

Кокс

Коксование

ВодородОКГ

ПКГ Кокс на склад

Охлаждение и разделение

СБ КУС

Разгонка

Разгонка

Индивидуальные арены Фракции КУС

Нейтрализация

на переработку

Серная кислота

Сульфат аммония

Рис.. Структурная схема коксохимического производства

На схеме обозначено: ОКГ – обратный коксовый газ; ПКГ – прямой коксовый газ; КУС – каменноугольная смола; СБ – сырой бензол.

По физико-химической природе коксование – это сложный двухфазный эндотермический процесс, в котором протекают термофизические превраще­ния коксуемого сырья и вторичные реакции с участием органических полу­продуктов первой стадии коксования. Коксование угля ведут в коксовых пе­чах периодического действия, в которых теплота передается к коксуемой уголь­ной шихте через стенку реактора.

3. Получение соляной кислоты. Соля́ная кислота́ (хлороводоро́дная, хлористоводоро́дная, хлористый водород) - HCl, раствор хлороводорода в воде; сильная одноосновная кислота. Бесцветная (техническая соляная кислота желтоватая из-за примесей Fe, Cl 2 и др.), «дымящая» на воздухе, едкая жидкость. Максимальная концентрация при 20 °C равна 38% по массе, плотность такого раствора 1,19 г/см³. Молярная масса 36,46 г/моль. Соли соляной кислоты называются хлоридами. Рассмотрим основные направления использования кислоты:

Металлургия. Соляная кислота техническая применяется для зачистки металлов при лужении и паянии. Также кислота соляная используется при получении марганца, железа и других веществ.

Гальванопластика. В этом направлении соляная кислота техническая выступает в роли активной среды при травлении и декапировании.

Пищевая промышленность. Всевозможные регуляторы кислотности, например, E507, имеют в своем составе кислоту. Да и содовую (сельтерскую) воду трудно представить без такого вещества, как кислота соляная .

Медицина. В данной сфере, конечно же, используется не соляная кислота техническая , а очищенные аналоги, однако, подобное явление все же имеет место. В частности, речь идет о добавлении вещества в желудочный сок в случае недостаточной кислотности.

В колонне адиабатической абсорбции получают соляную кислоту пониженной концентрации, но свободную от органических примесей. Кислоту с повышенной концентрацией HCI производят в колонне изотермической абсорбции при пониженной температуре. Степень извлечения HCI из абгазов при использовании в качестве абсорбентов разбавленных кислот составляет 90-95%. При использовании в качестве абсорбента чистой воды степень извлечения почти полная.

4. Прямой синтез концентрированной азотной кислоты.

Прямой синтез HNО 3 основан на взаимодействии жидких оксидов азота с водой и газообразным кислородом под давлением до 5 МПа по уравнению

2N 2 O 4 + O 2 + 2H 2 O → 4HNO 3

100%-ный диоксид азота при атмосферном давлении и температуре 21,5 °С полностью переходит в жидкое состояние. При окислении аммиака полученный NO окисляется в NO 2 , содержание которого в газовой смеси составляет около 11%. Перевести диоксид азота такой концентрации в жидкое состояние при атмосферном давлении не представляется возможным, поэтому для сжижения оксидов азота применяют повышенное давление.

Концентрирование азотной кислоты с помощью водоотнимающих веществ. Получить концентрированную азотную кислоту перегонкой разбавленной кислоты невозможно. При кипении и перегонке разбавленной азотной кислоты ее можно упарить лишь до содержания 68,4 % HNO 3 (азеотропная смесь), после чего состав перегоняемой смеси не изменится.

В промышленности перегонку разбавленных водных растворов азотной кислоты осуществляют в присутствии водоотнимающих веществ (концентрированная серная кислота, фосфорная кислота, концентрированные растворы нитратов и др.). Применение водоотнимающих веществ дает возможность понизить содержание водяных паров над кипящей смесью и увеличить содержание паров азотной кислоты, при конденсации которых получается 98%-ная HNО 3 .

Технологическая схема концентрирования азотной кислоты с применением серной кислоты:

Рисунок– Схема концентрирования разбавленной азотной кислоты в присутствии серной кислоты:

1, 4 – напорные баки для азотной и серной кислоты; 2 – контрольные фонари; 3 – испаритель разбавленной азотной кислоты; 5 – коробка для регулировании подачи кислоты,;6 – концентрационная колонна, 7 – холодильник конденсатор; 8 – холодильник кислоты, циркулирующей в башне; 9 –вентилятор: 10 – поглотительная башня; 11 – сборник; 12 – насос; 13 – холодильник концентрированной азотной кислоты, 14 – холодильник отработанной серной кислоты

Разбавленная азотная кислота из напорного бака 1 подается в колонну 6 через два расходомера 2, включенные параллельно. Один поток кислоты проходит в испаритель 3 и подается в виде смеси жидкости и пара на 10-ю тарелку колонны 6, другой поток без подогрева поступает на вышележащую тарелку.

Серная кислота из напорного бака 4 через регулятор 5 подается в верхнюю часть колонны 6 выше ввода холодного потока азотной кислоты. В нижнюю часть колонны вводится острый пар, при нагревании которым из тройной смеси начинает испаряться азотная кислота.

Пары азотной кислоты при температуре 70–85 °С, поднимаясь вверх, выходят через штуцер в крышке колонны и поступают в холодильник-конденсатор 7. В этих парах имеются примеси оксидов азота и воды.

В холодильнике-конденсаторе пары азотной кислоты при температуре около 30 °С конденсируются с образованием 98–99%-ной HNО 3 , при этом оксиды азота частично поглощаются этой кислотой. Концентрированная азотная кислота, содержащая оксиды азота, направляется на две верхние тарелки и проходит их последовательно, причем оксиды выдуваются из раствора парами азотной кислоты, поступающими в конденсатор 7. Несконденсировавшиеся пары азотной кислоты и выделившиеся оксиды азота направляют на абсорбцию в башню 10, орошаемую водой. Полученная 50%-ная кислота поступает в сборник 11 и вновь направляется на концентрирование. Концентрированную азотную кислоту после охлаждения направляют на склад готовой продукции.

Отработанная серная кислота, содержащая 65–85% H 2 SO 4 , поступает на концентрирование. При концентрировании азотной кислоты с применением 92–93%-ной серной кислоты расход последней значительно сокращается при подаче на концентрирование 59–60%-ной HNO 3 вместо 48–50%-ной. Поэтому в некоторых случаях выгодно проводить предварительное концентрирование 50%-ной HNO 3 до 60%-ной путем простого упаривания.

Большим недостатком концентрирования азотной кислоты с помощью серной кислоты является высокое содержание паров и тумана H 2 SO 4 в выхлопных газах после электрофильтров (0,3–0,8 г/м 3 газа). Поэтому серную кислоту заменяют, например, нитратом магния или цинка.

5. Получение керамики.

Кера́мика - обширная по составу группа диэлектрических материалов, объединенных общностью технологического цикла. В настоящее время под словом керамика понимают не только глиносодержащие, но и другие неорганические материалы, обладающие сходными свойствами, при изготовлении изделий из которых требуется высокотемпературный обжиг. Исходные материалы. Для изготовления керамических изделий используют различные природные и искусственные материалы.

Искусственные и природные материалы - оксиды, соли различаются по количественному и качественному содержанию примесей посторонних оксидов и в соответствии с этим условно обозначают буквами: Ч (чистый), ЧДА (чистый для анализа), ХЧ (химически чистый), и др. Также различают исходное сырье по физико-химическим показателям (размерам и форме частиц, удельной поверхности, активности и др.).

Исходным сырьем для производства радио- и пьезокерамики является большое количество различных солей и окислов: каолины, глины, полевые шпаты, кремний содержащие материалы, тальки - природные пластичные материалы; искусственные непластичные материалы, производимые промышленностью - технический глинозем и корунд, диоксиды циркония и титана, оксид бериллия, карбонаты бария и стронция.

Глины и каолины состоят преимущественно из гидроалюмосиликатов (Al 2 O 3 *2SiO 2 *H 2 O) и примесей солей железа, щелочных и щелочноземельных оксидов и солей. Из полевых шпатов наиболее приемлемы для производства керамики калиево-натриевые полевые шпаты (K 2 O*Al 2 O 3 *6SiO 2 ; Na 2 O*Al 2 O 3 *6SiО 2). Основой кремний содержащих материалов и кварцев является диоксид кремния (SiO 2), в котором могут быть различные добавки (окислы железа, глины, полевые шпаты и др.).Состав тальков разнообразен: от 3MgO*4SiO 2 *H2O до 4MgO*5SiO 2 *H2O, примеси в них Fe 2 O 3 , Al 2 O 3 , CaO, Na 2 О, Cr 2 O и др. Самыми нежелательными примесями во всех природных пластичных материалах являются соли железа.

Названные природные пластичные материалы используют для улучшения пластических свойств пресс-масс для формования изделий и как стеклообразуюшие добавки в радиокерамике. Тальки являются основой таких видов радиокерамики как стеатитовая и форстеритовая.

Технический глинозем и корунд получают при химической переработке природного сырья-минерала боксита и прокаливания его до 1100–1200 0 С. Диоксиды циркония (Zr 2 O 2), титана (TiO 2), олова (SnO 2), оксиды бериллия (B 2 O), стронция (SrO), цинка (ZnO), свинца (PbO), магния (MgO) получают при воздействии на исходное сырье путем комплекса химических и термических взаимодействий.

Получение керамики. По строению керамика представляет собой сложную систему состоящую из трех основных фаз: кристаллической, стекловидной и газовой. Кристаллическая фаза (основная) представляет собой химические соединения или твердые растворы, она определяет характерные свойства керамического материала; стекловидная фаза находится в керамическом материале в виде прослоек между кристаллической составляющей или обособленных микрочастиц и выполняет роль связующего вещества; газовая фаза представляет собой газы, содержащиеся в порах керамики. Поры ухудшают свойства керамики, особенно при повышенной влажности.

Свойства керамики зависят от состава смеси (химического и процентного соотношения веществ), режима обработки.

Керамика может быть изготовлена путем однократного или двукратного обжига. Это имеет свои преимущества и недостатки.

В производстве керамики распространены следующие технологические способы изготовления пъезокерамики основанные на:

1) механическом смешивании исходных веществ в виде порошков окислов и солей металлов, соответствующих химическому составу изготовляемого материала;

2) термическом разложении солей металлов;

3) совместном осаждении карбонатов солей соответствующих металлов или их гидратов.

Исходными веществами для изготовления радио - пъезокерамики и ферритов являются окислы и соли металлов. Основные этапы технологического процесса заключаются в следующем.

Набор исходных веществ определяется заданными магнитными и электрическими свойствами изделий, геометрической формой и размерами.

Анализ исходных окислов и солей выполняется с целью определения их физико-химических характеристик, вида и количества примесей, величины и формы частичек, активности, т.е. возможности вступать в реакцию с другими компонентами смеси, и др.

Расчет массы и соотношения исходных компонентов проводят, основываясь на химической формуле материала. И затем в соответствии с расчетом производят взвешивание исходных компонентов.

Помол или растворение и смешивание выполняют для получения однородной по химическому составу и размеру частиц смеси. Эти операции выполняют или с жидкостью (водой) или без воды, т.е. выполняют мокрый (шликерный) или сухой помол. Мокрый помол завершается сушкой.

Операция брикетирование (гранулирование) нужна для получения более компактной формы полученной смеси (шихты) и более полного протекания реакции при выполнении следующей операции. Здесь получают брикеты, таблетки или гранулы.

Предварительный обжиг шихты выполняется для частичного или полного протекания диффузионных процессов между окислами для превращения их в керамический материал (синтез керамики) и уменьшения усадки при окончательном обжиге.

Вторичный помол и смешивание брикетов, таблеток или гранул выполняется с целью получения изделий с равномерными свойствами, полного протекания диффузионных процессов и обеспечивая возможности формирования изделия. Операция выполняется в воде или без воды, а поэтому после ее завершения, как и в первом случае, полученную смесь сушат.

Для улучшения формования порошков в них вводят пластификаторы (связки, смазки), улучшающие адгезию отдельных частиц. Введение пластификаторов дает возможность получать различные массы: для прессования – пресс - порошки, для литья - шликеры, а для формирования из пластичных масс - пластичные массы.

Основными способами формирования являются прессование, формование из пластичных масс, шликерное литье.

Отформованные изделия подвергают высокотемпературному спеканию, при котором получают соответствующий данному материалу (радио-, пьезокерамике, ферриту) комплекс определенных магнитных, электрических, механических свойств и физико-механических характеристик.

6. Получение гидроксида натрия. Гидроксид натрия может получаться в промышленности химическими и электрохимическими методами.