Žveplov oksid v naravi in ​​človeškem življenju. Žveplovi oksidi. Žveplova kislina

Žveplov dioksid je brezbarven plin z ostrim vonjem. Molekula je kotna.

• Tališče - -75,46 ° C,
• Vrelišče - -10,6 ° C,
• Gostota plina - 2,92655 g / l.

Z lahkoto se utekočini v brezbarvno, zelo mobilno tekočino pri temperaturi 25 °C in tlaku približno 0,5 MPa.

Za tekočo obliko je gostota 1,4619 g / cm 3 (pri -10 ° C).

Trden žveplov dioksid - brezbarvni kristali, rombični sistem.

Žveplov dioksid opazno disociira šele pri 2800 ° C.

Disociacija tekočega žveplovega dioksida poteka po shemi:

2SO 2 ↔ SO 2+ + SO 3 2-

3D model molekule

Topnost žveplovega dioksida v vodi je odvisna od temperature:

• pri 0 ° C se 22,8 g žveplovega dioksida raztopi v 100 g vode,
• pri 20 °C - 11,5 g,
• pri 90 °C - 2,1 g.

Vodna raztopina žveplovega dioksida je žveplova kislina H 2 SO 3.

Žveplov dioksid je topen v etanolu, H 2 SO 4, oleumu, CH 3 COOH. Tekoči žveplov dioksid se meša v katerem koli razmerju s SO 3. CHCl 3, CS 2, dietil etrom.

Tekoči žveplov dioksid raztopi kloride. Kovinski jodidi in tiocianati se ne raztopijo.

Soli, raztopljene v tekočem žveplovem dioksidu, disociirajo.

Žveplov dioksid se lahko reducira v žveplo in oksidira v heksavalentne žveplove spojine.

Žveplov dioksid je strupen. V koncentraciji 0,03-0,05 mg / l draži sluznice, dihala in oči.

Glavna industrijska metoda za proizvodnjo žveplovega dioksida je iz pirita FeS 2 s sežiganjem in nadaljnjo obdelavo s šibko hladno H 2 SO 4.

Poleg tega je žveplov dioksid mogoče pridobiti s sežiganjem žvepla in tudi kot stranski produkt praženja bakrovih in cinkovih sulfidnih rud.

Sulfidno žveplo je rastlinam na voljo šele po prehodu v sulfatno obliko. Večina žvepla je v tleh v organskih spojinah, ki jih rastline ne absorbirajo. Šele po mineralizaciji organske snovi in ​​prehodu žvepla v sulfatno obliko postane organsko žveplo na voljo rastlinam.

Kemična industrija ne proizvaja gnojil z glavno učinkovino, žveplovim dioksidom. Vendar pa ga najdemo v številnih gnojilih kot nečistočo. Sem spadajo fosfogips, preprost superfosfat, amonijev sulfat, kalijev sulfat, kalijev magnezij, sadra, pepel iz skrilavca, gnoj, šota in mnogi drugi.

Absorpcija žveplovega dioksida s strani rastlin

Žveplo vstopa v rastline skozi korenine v obliki SO 4 2- in listi v obliki žveplovega dioksida. Hkrati absorpcija žvepla iz ozračja zagotavlja do 80% potreb rastlin po tem elementu. V zvezi s tem so rastline dobro preskrbljene z žveplom v bližini industrijskih središč, kjer je ozračje bogato z žveplovim dioksidom. Na oddaljenih območjih se količina žveplovega anhidrida v padavinah in ozračju močno zmanjša, prehranjevanje rastlin z žveplom pa je odvisno od njegove prisotnosti v tleh.

Večina žveplovega (IV) oksida se uporablja za proizvodnjo žveplove kisline. Žveplov oksid (IV) se uporablja tudi za pridobivanje različnih soli žveplove kisline. Žveplova kislina kaže kisle lastnosti v reakcijah z bazami in bazičnimi oksidi. Ker je žveplova kislina dvobazična, tvori dve vrsti soli: srednje - sulfate, na primer Na2SO4, in kisle - hidrosulfate, na primer NaHSO4.

Raztaplja se tudi v etanolu in žveplovi kislini. V prisotnosti močnih redukcijskih sredstev je SO2 sposoben izkazati oksidativne lastnosti. Izpadanje aerosola žveplove kisline iz dimnih raket kemičnih podjetij je pogosteje opaženo pri nizki oblačnosti in visoki zračni vlažnosti.

Žveplov dioksid dosega največje koncentracije na severni polobli, predvsem na ozemlju ZDA, Evrope, Kitajske, evropskega dela Rusije in Ukrajine. Nastanek bele oborine BaSO4 (netopen v kislinah) se uporablja za identifikacijo žveplove kisline in topnih sulfatov.

Žveplova kislina obstaja samo v raztopini. Žveplov trioksid ima kisle lastnosti. Ta reakcija se uporablja za pridobivanje najpomembnejšega produkta kemične industrije - žveplove kisline. Ker ima žveplo v žveplovem trioksidu najvišje oksidacijsko stanje, ima žveplov oksid (VI) oksidativne lastnosti.

Vprašanje: Katere kemijske lastnosti kislin poznate? Uporablja se tudi kot konzervans (aditiv za živila E220). Ker ta plin ubija mikroorganizme, se z njim zaplinjujejo zelenjavne skladišča in skladišča. Pirometalurška podjetja barvne in črne metalurgije ter termoelektrarne letno izpustijo v ozračje na desetine milijonov ton žveplovega anhidrida. 4. Možne so tudi samooksidacijske-samoredukcijske reakcije žvepla, ko je v interakciji s sulfiti.

Tako lahko SO2, žveplova kislina in njene soli kažejo tako oksidativne kot redukcijske lastnosti. Vodikov sulfid se uporablja za proizvodnjo žvepla, sulfitov, tiosulfatov in žveplove kisline, v laboratorijski praksi - za obarjanje sulfidov. Uporablja se pri proizvodnji fosforne, klorovodikove, borove, fluorovodikove in drugih kislin.

Kaže tipične lastnosti kislih oksidov in je zelo topen v vodi, da tvori šibko žveplovo kislino. Kemijske lastnosti žveplove kisline so v veliki meri odvisne od njene koncentracije. Bakrov sulfat CuSO4 5H2O se uporablja v kmetijstvu za boj proti škodljivcem in rastlinskim boleznim.

Žveplove spojine z oksidacijskim stanjem +1

3. Napišite reakcijske enačbe, ki označujejo lastnosti razredčene žveplove kisline kot elektrolita. Plastično žveplo je temne barve in se lahko raztegne kot guma. Proces oksidacije enega oksida v drugega je reverzibilen. Toplotni učinki kemičnih reakcij. Periodične spremembe lastnosti oksidov, hidroksidov, vodikovih spojin kemičnih elementov. Fizikalne in kemijske lastnosti vodika.

Raztaplja se v vodi, da tvori nestabilno žveplovo kislino; topnost 11,5 g / 100 g vode pri 20 ° C, pada z naraščanjem temperature. Ta vazodilatacijski učinek žveplovega dioksida je posredovan preko ATP občutljivih kalcijevih kanalčkov in kalcijevih kanalčkov tipa L ("dihidropiridin"). Žveplov dioksid v Zemljinem ozračju bistveno oslabi vpliv toplogrednih plinov (ogljikov dioksid, metan) na zvišanje atmosferske temperature.

Raznolikost oblik žveplovega trioksida je povezana s sposobnostjo polimerizacije molekul SO3 zaradi tvorbe donorsko-akceptorskih vezi. Polimerne strukture SO3 se zlahka preoblikujejo druga v drugo, trdni SO3 pa je običajno sestavljen iz mešanice različnih oblik, katerih relativna vsebnost je odvisna od pogojev za pridobitev žveplovega anhidrida.

Železov sulfat FeSO4 7H2O so prej uporabljali za zdravljenje garje, helmintoze in žleznih tumorjev, zdaj pa se uporablja za boj proti kmetijskim škodljivcem. Glauberjevo sol "(mirabilit) Na2SO4 10H2O je pridobil nemški kemik IR Glauber z delovanjem žveplove kisline na natrijev klorid, v medicini se uporablja kot odvajalo.

Je nestabilen in se razgradi na žveplov dioksid in vodo. Žveplova kislina ni močna kislina. Je kislina srednje jakosti in disociira postopoma. Žveplova kislina sodeluje v treh vrstah reakcij: kislinsko-baznih, ionsko izmenjevalnih, redoks.

Te reakcije je najbolje izvesti z razredčeno žveplovo kislino. Za žveplovo kislino so značilne reakcije ionske izmenjave. Nastajanje plina se pojavi pri reakcijah s solmi nestabilnih kislin, ki se razgradijo s tvorbo plinov (ogljik, žveplo, vodikov sulfid) ali s tvorbo hlapnih kislin, kot je klorovodikova kislina.

Pozor! Predogledi diapozitivov so samo informativni in morda ne predstavljajo vseh možnosti predstavitve. Naloga: Naredite enačbo za disociacijo žveplove kisline.

Zanimivo je, da se občutljivost na SO2 zelo razlikuje med posamezniki, živalmi in rastlinami. Natrijev tiosulfat vsebuje dva žveplova atoma v različnih oksidacijskih stanjih in kaže redukcijske lastnosti.

SO2 razbarva organska barvila in se uporablja za beljenje svile, volne in slame. Koncentrirana žveplova kislina se uporablja za odstranjevanje žveplovih in nenasičenih organskih spojin iz naftnih derivatov. Zaradi visoke higroskopnosti se uporablja za sušenje plinov, za koncentriranje dušikove kisline.

Vodikov sulfid in sulfidi. Ko se vodikov sulfid raztopi v vodi, nastane šibka vodikov sulfid kislina, katere soli imenujemo sulfidi. Soli žveplove kisline kot dvobazične so lahko srednje sulfite, na primer natrijev sulfit Na2SO3, in kisle hidrosulfite, na primer natrijev hidrosulfit NaHSO3.

Uporablja se tudi kot topilo v laboratorijih. Učitelj: Žveplova kislina je nestabilna spojina, zlahka se razgradi na žveplov (IV) oksid in vodo, zato obstaja le v vodnih raztopinah. V absorpcijskem stolpu se žveplov (VI) oksid absorbira s koncentrirano žveplovo kislino. Žveplov dioksid je eden glavnih plinov, ki onesnažujejo ozračje zaradi nastajanja v velikih količinah kot odpadek.

Žveplov (IV) oksid kaže lastnosti

1) samo osnovni oksid

2) amfoterni oksid

3) kisli oksid

4) oksid, ki ne tvori soli

Odgovor: 3

Pojasnilo:

Žveplov (IV) oksid SO 2 je kisli oksid (nekovinski oksid), v katerem ima žveplo +4 naboj. Ta oksid tvori soli žveplove kisline pri H 2 SO 3 in pri interakciji z vodo tvori samo žveplovo kislino H 2 SO 3.

Oksidi, ki ne tvorijo soli (oksidi, ki ne kažejo kislinskih, bazičnih ali amfoternih lastnosti in ne tvorijo soli) vključujejo NO, SiO, N 2 O (dušikov oksid), CO.

Osnovni oksidi so kovinski oksidi v oksidacijskih stanjih +1, +2. Sem spadajo kovinski oksidi glavne podskupine prve skupine (alkalijske kovine) Li-Fr, kovinski oksidi glavne podskupine druge skupine (Mg in zemeljskoalkalijske kovine) Mg-Ra in oksidi prehodnih kovin v nižjih oksidacijskih stanjih .

Amfoterni oksidi so oksidi, ki tvorijo soli, ki imajo glede na pogoje osnovne ali kisle lastnosti (to je amfoternost). Nastane iz prehodnih kovin. Kovine v amfoternih oksidih imajo običajno oksidacijska stanja od +3 do +4, z izjemo ZnO, BeO, SnO, PbO.

Kisli in bazični oksid sta

2) CO 2 in Al 2 O 3

Odgovor: 1

Pojasnilo:

Kisli oksidi so oksidi, ki kažejo kisle lastnosti in tvorijo ustrezne kisline, ki vsebujejo kisik. Iz predstavljenega seznama so ti: SO 2, SO 3 in CO 2. Pri interakciji z vodo tvorijo naslednje kisline:

SO 2 + H 2 O = H 2 SO 3 (žveplova kislina)

SO 3 + H 2 O = H 2 SO 4 (žveplova kislina)

CO 2 + H 2 O = H 2 CO 3 (ogljikova kislina)

Osnovni oksidi so kovinski oksidi v oksidacijskih stanjih +1, +2. Sem spadajo kovinski oksidi glavne podskupine prve skupine (alkalijske kovine) Li-Fr, kovinski oksidi glavne podskupine druge skupine (Mg in zemeljskoalkalijske kovine) Mg-Ra in oksidi prehodnih kovin v nižjih oksidacijskih stanjih . Iz predstavljenega seznama so glavni oksidi: MgO, FeO.

Amfoterni oksidi so oksidi, ki tvorijo soli, ki imajo glede na pogoje osnovne ali kisle lastnosti (to je amfoternost). Nastane iz prehodnih kovin. Kovine v amfoternih oksidih imajo običajno oksidacijska stanja od +3 do +4, z izjemo ZnO, BeO, SnO, PbO. Iz predstavljenega seznama so amfoterni oksidi: Al 2 O 3, ZnO.

Žveplov (VI) oksid deluje z vsako od dveh snovi:

1) voda in klorovodikova kislina

2) kisik in magnezijev oksid

3) kalcijev oksid in natrijev hidroksid

Odgovor: 3

Pojasnilo:

Žveplov oksid (VI) SO 3 (stanje žveplove oksidacije +6) je kisli oksid, ki reagira z vodo in tvori ustrezno žveplovo kislino H 2 SO 4 (stanje oksidacije žvepla je tudi +6):

SO 3 + H 2 O = H 2 SO 4

Kot kisli oksid SO 3 ne sodeluje s kislinami, to pomeni, da reakcija ne poteka s HCl.

Žveplo v SO 3 ima najvišje oksidacijsko stanje +6 (enako številki skupine elementov), ​​zato SO 3 ne reagira s kisikom (kisik ne oksidira žvepla v oksidacijskem stanju +6).

Z bazičnim oksidom MgO nastane ustrezna sol - magnezijev sulfat MgSO 4:

MgO + SO 3 = MgSO 4

Ker je SO 3 oksid kisel, reagira z bazičnimi oksidi in bazami, da tvori ustrezne soli:

MgO + SO 3 = MgSO 4

NaOH + SO 3 = NaHSO 4 ali 2NaOH + SO 3 = Na 2 SO 4 + H 2 O

Kot je navedeno zgoraj, SO 3 reagira z vodo, da tvori žveplovo kislino.

CuSO 3 ne sodeluje s prehodno kovino.

Ogljikov monoksid (IV) reagira z vsako od dveh snovi:

1) voda in kalcijev oksid

2) kisik in žveplov (IV) oksid

3) kalijev sulfat in natrijev hidroksid

4) fosforjeva kislina in vodik

Odgovor: 1

Pojasnilo:

Ogljikov monoksid (IV) CO 2 je kisli oksid, zato v interakciji z vodo tvori nestabilno ogljikovo kislino H 2 CO 3 in s kalcijevim oksidom, da tvori kalcijev karbonat CaCO 3:

CO 2 + H 2 O = H 2 CO 3

CO 2 + CaO = CaCO 3

Ogljikov dioksid CO 2 ne reagira s kisikom, saj kisik ne more oksidirati elementa v najvišjem oksidacijskem stanju (za ogljik je to +4 glede na število skupine, v kateri se nahaja).

Reakcija ne poteka z žveplovim oksidom (IV) SO 2, saj CO 2 kot kisli oksid ne sodeluje z oksidom, ki ima tudi kisle lastnosti.

Ogljikov dioksid CO 2 ne sodeluje s solmi (na primer s kalijevim sulfatom K 2 SO 4), ampak z alkalijami, saj ima osnovne lastnosti. Reakcija poteka s tvorbo kisle ali srednje soli, odvisno od presežka ali pomanjkanja reagentov:

NaOH + CO 2 = NaHCO 3 ali 2NaOH + CO 2 = Na 2 CO 3 + H 2 O

CO2, ki je kisli oksid, ne reagira niti s kislimi oksidi niti s kislinami, zato ne pride do reakcije med ogljikovim dioksidom in fosforno kislino H 3 PO 4.

CO 2 se reducira z vodikom v metan in vodo:

CO 2 + 4H 2 = CH 4 + 2H 2 O

Glavne lastnosti prikazuje najvišji oksid elementa

Odgovor: 3

Pojasnilo:

Osnovne lastnosti kažejo bazični oksidi - kovinski oksidi v oksidacijskih stanjih +1 in +2. Tej vključujejo:

Od predstavljenih možnosti samo barijev oksid BaO spada med glavne okside. Vsi drugi oksidi žvepla, dušika in ogljika so bodisi kisli bodisi ne tvorijo soli: CO, NO, N 2 O.

Kovinski oksidi z oksidacijskim stanjem + 6 in več so

1) ne tvori soli

2) glavni

3) amfoterni

Odgovor: 4

Pojasnilo:

• - kovinski oksidi glavne podskupine prve skupine (alkalijske kovine) Li - Fr;
• - kovinski oksidi glavne podskupine druge skupine (Mg in zemeljskoalkalijske kovine) Mg - Ra;
• - oksidi prehodnih kovin v najnižjih oksidacijskih stanjih.

Kisli oksidi (anhidridi) - oksidi, ki kažejo kisle lastnosti in tvorijo ustrezne kisline, ki vsebujejo kisik. Sestavljajo ga tipične nekovine in nekateri prehodni elementi. Elementi v kislih oksidih običajno kažejo oksidacijsko stanje od +4 do +7. Posledično ima kovinski oksid v oksidacijskem stanju +6 kisle lastnosti.

Oksid ima kisle lastnosti, katerih formula

Odgovor: 1

Pojasnilo:

Kisli oksidi (anhidridi) - oksidi, ki kažejo kisle lastnosti in tvorijo ustrezne kisline, ki vsebujejo kisik. Sestavljajo ga tipične nekovine in nekateri prehodni elementi. Elementi v kislih oksidih običajno kažejo oksidacijsko stanje od +4 do +7. Posledično ima silicijev oksid SiO 2 s silicijevim nabojem +6 kisle lastnosti.

Oksidi, ki ne tvorijo soli, so N 2 O, NO, SiO, CO. CO je oksid, ki ne tvori soli.

Osnovni oksidi so kovinski oksidi v oksidacijskih stanjih +1 in +2. Tej vključujejo:

- kovinski oksidi glavne podskupine prve skupine (alkalijske kovine) Li - Fr;

- kovinski oksidi glavne podskupine druge skupine (Mg in zemeljskoalkalijske kovine) Mg - Ra;

- oksidi prehodnih kovin v najnižjih oksidacijskih stanjih.

BaO sodi med osnovne okside.

Amfoterni oksidi so oksidi, ki tvorijo soli, ki imajo glede na pogoje osnovne ali kisle lastnosti (to je amfoternost). Nastane iz prehodnih kovin. Kovine v amfoternih oksidih imajo običajno oksidacijska stanja od +3 do +4, z izjemo ZnO, BeO, SnO, PbO. Aluminijev oksid Al 2 O 3 je tudi amfoterni oksid.

Oksidacijsko stanje kroma v njegovih amfoternih spojinah je

Odgovor: 3

Pojasnilo:

Krom je element sekundarne podskupine 6. skupine 4. obdobja. Zanj so značilna oksidacijska stanja 0, +2, +3, +4, +6. Oksidacijsko stanje +2 ustreza CrO oksidu, ki ima osnovne lastnosti. Oksidacijsko stanje +3 ustreza amfoternemu oksidu Cr 2 O 3 in hidroksidu Cr (OH) 3. To je najbolj stabilno oksidacijsko stanje kroma. Oksidacijsko stanje +6 ustreza kislemu kromovemu (VI) oksidu CrO 3 in številnim kislinam, med katerimi sta najpreprostejši krom H 2 CrO 4 in dikrom H 2 Cr 2 O 7.

Amfoterni oksidi vključujejo

Odgovor: 3

Pojasnilo:

Amfoterni oksidi so oksidi, ki tvorijo soli, ki imajo glede na pogoje osnovne ali kisle lastnosti (to je amfoternost). Nastane iz prehodnih kovin. Kovine v amfoternih oksidih imajo običajno oksidacijska stanja od +3 do +4, z izjemo ZnO, BeO, SnO, PbO. ZnO je amfoterni oksid.

Oksidi, ki ne tvorijo soli, so N 2 O, NO, SiO, CO.

Osnovni oksidi so kovinski oksidi v oksidacijskih stanjih +1 in +2. Tej vključujejo:

- kovinski oksidi glavne podskupine prve skupine (alkalijske kovine) Li - Fr (ta skupina vključuje kalijev oksid K 2 O);

- kovinski oksidi glavne podskupine druge skupine (Mg in zemeljskoalkalijske kovine) Mg - Ra;

- oksidi prehodnih kovin v najnižjih oksidacijskih stanjih.

Kisli oksidi (anhidridi) - oksidi, ki kažejo kisle lastnosti in tvorijo ustrezne kisline, ki vsebujejo kisik. Sestavljajo ga tipične nekovine in nekateri prehodni elementi. Elementi v kislih oksidih običajno kažejo oksidacijsko stanje od +4 do +7. Zato je SO 3 kisli oksid, ki ustreza žveplovi kislini H 2 SO 4.

7FDBA3 Katere od naslednjih trditev so pravilne?

A. Osnovni oksidi so oksidi, ki jim ustrezajo baze.

B. Osnovni oksidi tvorijo samo kovine.

1) samo A je resničen

2) samo B je resničen

3) obe trditvi sta resnični

4) obe trditvi sta napačni

Odgovor: 3

Pojasnilo:

Osnovni oksidi so kovinski oksidi v oksidacijskih stanjih +1 in +2. Tej vključujejo:

- kovinski oksidi glavne podskupine prve skupine (alkalijske kovine) Li - Fr;

- kovinski oksidi glavne podskupine druge skupine (Mg in zemeljskoalkalijske kovine) Mg - Ra;

- oksidi prehodnih kovin v najnižjih oksidacijskih stanjih.

Osnovni oksidi ustrezajo bazam kot hidroksid.

Obe trditvi sta pravilni.

V normalnih pogojih reagira z vodo

1) dušikov oksid (II)

2) železov (II) oksid

3) železov (III) oksid

Odgovor: 4

Pojasnilo:

Dušikov oksid (II) NO je oksid, ki ne tvori soli, zato ni v interakciji z vodo ali bazami.

Železov (II) oksid FeO je bazični oksid, netopen v vodi. Ne reagira z vodo.

Železov oksid (III) Fe 2 O 3 je amfoterni oksid, netopen v vodi. Prav tako ne reagira z vodo.

Dušikov oksid (IV) NO 2 je kisli oksid in reagira z vodo in tvori dušikovo (HNO 3; N +5) in dušikovo (HNO 2; N +3) kislino:

2NO 2 + H 2 O = HNO 3 + HNO 2

Na seznamu snovi: ZnO, FeO, CrO 3, CaO, Al 2 O 3, Na 2 O, Cr 2 O 3
število bazičnih oksidov je

Odgovor: 3

Pojasnilo:

Osnovni oksidi so kovinski oksidi v oksidacijskih stanjih +1 in +2. Tej vključujejo:

• - kovinski oksidi glavne podskupine prve skupine (alkalijske kovine) Li - Fr;
• - kovinski oksidi glavne podskupine druge skupine (Mg in zemeljskoalkalijske kovine) Mg - Ra;
• - oksidi prehodnih kovin v najnižjih oksidacijskih stanjih.

Od predlaganih možnosti FeO, CaO, Na 2 O spadajo v skupino bazičnih oksidov.

Amfoterni oksidi so oksidi, ki tvorijo soli, ki imajo glede na pogoje osnovne ali kisle lastnosti (to je amfoternost). Nastane iz prehodnih kovin. Kovine v amfoternih oksidih imajo običajno oksidacijska stanja od +3 do +4, z izjemo ZnO, BeO, SnO, PbO.

Amfoterni oksidi vključujejo ZnO, Al 2 O 3, Cr 2 O 3.

Kisli oksidi (anhidridi) - oksidi, ki kažejo kisle lastnosti in tvorijo ustrezne kisline, ki vsebujejo kisik. Sestavljajo ga tipične nekovine in nekateri prehodni elementi. Elementi v kislih oksidih običajno kažejo oksidacijsko stanje od +4 do +7. Zato je CrO 3 kisli oksid, ki ustreza kromovi kislini H 2 CrO 4.

382482

Kalijev oksid sodeluje z

Odgovor: 3

Pojasnilo:

Kalijev oksid (K 2 O) sodi med osnovne okside. Kot osnovni oksid lahko K ​​2 O sodeluje z amfoternimi oksidi, ker z oksidi, ki kažejo tako kisle kot bazične lastnosti (ZnO). ZnO je amfoterni oksid. Ne reagira z bazičnimi oksidi (CaO, MgO, Li 2 O).

Reakcija poteka na naslednji način:

K 2 O + ZnO = K 2 ZnO 2

Osnovni oksidi so kovinski oksidi v oksidacijskih stanjih +1 in +2. Tej vključujejo:

- kovinski oksidi glavne podskupine prve skupine (alkalijske kovine) Li - Fr;

- kovinski oksidi glavne podskupine druge skupine (Mg in zemeljskoalkalijske kovine) Mg - Ra;

- oksidi prehodnih kovin v najnižjih oksidacijskih stanjih.

Amfoterni oksidi so oksidi, ki tvorijo soli, ki imajo glede na pogoje osnovne ali kisle lastnosti (to je amfoternost). Nastane iz prehodnih kovin. Kovine v amfoternih oksidih imajo običajno oksidacijska stanja od +3 do +4, z izjemo ZnO, BeO, SnO, PbO.

Poleg tega obstajajo oksidi, ki ne tvorijo soli, N 2 O, NO, SiO, CO. Oksidi, ki ne tvorijo soli, so oksidi, ki ne kažejo kislinskih, bazičnih ali amfoternih lastnosti in ne tvorijo soli.

Silicijev (IV) oksid deluje z vsako od obeh snovi

2) H 2 SO 4 in BaCl 2

Odgovor: 3

Pojasnilo:

Silicijev oksid (SiO2) je kisli oksid, zato sodeluje z alkalijami in bazičnimi oksidi:

SiO 2 + 2NaOH → Na 2 SiO 3 + H 2 O

Žveplov dioksid ima molekularno strukturo, podobno ozonu. Atom žvepla v središču molekule je vezan na dva atoma kisika. Ta plinasti produkt oksidacije žvepla je brezbarven, oddaja oster vonj in se ob spremembi pogojev zlahka kondenzira v prozorno tekočino. Snov je zelo topna v vodi in ima antiseptične lastnosti. SO 2 se v velikih količinah pridobiva v kemični industriji, in sicer v ciklu proizvodnje žveplove kisline. Plin se pogosto uporablja za predelavo kmetijskih in živilskih izdelkov, beljenje tkanin v tekstilni industriji.

Sistematična in trivialna imena snovi

Treba je razumeti raznolikost izrazov, povezanih z isto spojino. Uradno ime spojine, katere kemična sestava odraža formulo SO 2, je žveplov dioksid. IUPAC priporoča uporabo tega izraza in njegovega angleškega dvojnika, žveplov dioksid. Učbeniki za šole in univerze pogosto omenjajo to ime - žveplov oksid (IV). Rimska številka v oklepaju označuje valenco atoma S. Kisik v tem oksidu je dvovalenten, oksidacijsko število žvepla pa je +4. V tehnični literaturi se takšni zastareli izrazi uporabljajo kot žveplov plin, žveplov anhidrid (produkt njegove dehidracije).

Sestava in značilnosti molekularne strukture SO 2

Molekulo SO 2 tvorita en atom žvepla in dva atoma kisika. Med kovalentnimi vezmi je kot 120 °. V atomu žvepla pride do sp2-hibridizacije - oblaki enega s in dveh p-elektronov so poravnani po obliki in energiji. Prav oni sodelujejo pri tvorbi kovalentne vezi med žveplom in kisikom. V paru O – S je razdalja med atomi 0,143 nm. Kisik je bolj elektronegativen kot žveplo, kar pomeni, da se vezni pari elektronov premaknejo iz središča v zunanje vogale. Celotna molekula je tudi polarizirana, negativni pol so atomi O, pozitivni pol je atom S.

Nekateri fizikalni parametri žveplovega dioksida

Tetravalentni žveplov oksid v normalnih okoljskih pogojih ohranja plinasto agregacijsko stanje. Formula žveplovega dioksida vam omogoča, da določite njegovo relativno molekulsko in molsko maso: Mr (SO 2) = 64,066, M = 64,066 g / mol (lahko zaokrožimo na 64 g / mol). Ta plin je skoraj 2,3-krat težji od zraka (M (zrak) = 29 g / mol). Dioksid ima oster specifičen vonj po žveplovem žvepu, ki ga je težko zamenjati s katerim koli drugim. Je neprijeten, draži sluznico oči in povzroča kašelj. Toda žveplov (IV) oksid ni tako strupen kot vodikov sulfid.

Pod tlakom pri sobni temperaturi se plinasti žveplov dioksid utekočini. Pri nizkih temperaturah je snov v trdnem stanju, tali se pri -72 ... -75,5 ° C. Z nadaljnjim dvigom temperature se pojavi tekočina, pri -10,1 ° C pa spet nastane plin. Molekule SO 2 so toplotno stabilne, razpad na atomsko žveplo in molekularni kisik poteka pri zelo visokih temperaturah (približno 2800 ºС).

Topnost in interakcija z vodo

Žveplov dioksid, ko je raztopljen v vodi, delno reagira z njo in tvori zelo šibko žveplovo kislino. Ob prejemu se takoj razpade na anhidrid in vodo: SO 2 + H 2 O ↔ H 2 SO 3. Pravzaprav v raztopini ni prisotna žveplova kislina, temveč hidratizirane molekule SO 2. Plinasti dioksid bolje sodeluje s hladno vodo, njegova topnost se z naraščajočo temperaturo zmanjšuje. V normalnih pogojih se lahko v 1 prostornini vode raztopi do 40 volumnov plina.

Žveplov dioksid v naravi

Med izbruhi se z vulkanskimi plini in lavo sproščajo velike količine žveplovega dioksida. Številne vrste antropogenih dejavnosti vodijo tudi do povečanja koncentracije SO 2 v ozračju.

Žveplov anhidrid v zrak dovajajo metalurške tovarne, kjer se izpušni plini med praženjem rude ne zajamejo. Številne vrste fosilnih goriv vsebujejo žveplo; zaradi tega se pri zgorevanju premoga, nafte, plina in goriva, pridobljenega iz njih, v atmosferski zrak sprostijo znatne količine žveplovega dioksida. Žveplov anhidrid postane strupen za ljudi, ko njegova koncentracija v zraku preseže 0,03 %. Oseba začne težko dihati, pojavijo se lahko pojavi, podobni bronhitisu in pljučnici. Zelo visoke koncentracije žveplovega dioksida v ozračju lahko povzročijo hudo zastrupitev ali smrt.

Žveplov dioksid - pridobljen v laboratoriju in industriji

Laboratorijske metode:

1. Ko žveplo sežgemo v bučki s kisikom ali zrakom, dobimo dioksid po formuli: S + O 2 = SO 2.
2. Na soli žveplove kisline lahko delujete z močnejšimi anorganskimi kislinami, bolje je vzeti klorovodikovo kislino, lahko pa uporabite razredčeno žveplovo kislino:

• Na2S03 + 2HCl = 2NaCl + H2SO3;
• Na 2 SO 3 + H 2 SO 4 (razredčen) = Na 2 SO 4 + H 2 SO 3;
• H 2 SO 3 = H 2 O + SO 2.

3. Pri interakciji bakra s koncentrirano žveplovo kislino se ne sprošča vodik, ampak žveplov dioksid:

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

Sodobne metode industrijske proizvodnje žveplovega dioksida:

1. Oksidacija naravnega žvepla med zgorevanjem v posebnih pečeh: S + О 2 = SO 2.
2. Žganje železovega pirita (pirita).

Osnovne kemijske lastnosti žveplovega dioksida

Žveplov dioksid je kemično aktivna spojina. V redoks procesih ta snov pogosto deluje kot redukcijsko sredstvo. Na primer, ko molekularni brom interagira z žveplovim dioksidom, sta reakcijska produkta žveplova kislina in vodikov bromid. Oksidacijske lastnosti SO 2 se pojavijo, če ta plin prehajamo skozi vodikov sulfid. Posledično se sprošča žveplo, pride do samooksidacije-samoredukcije: SO 2 + 2H 2 S = 3S + 2H 2 O.

Žveplov dioksid je kisel. Ustreza eni najšibkejših in najbolj nestabilnih kislin - žveplovi. Ta spojina ne obstaja v čisti obliki, kisle lastnosti raztopine žveplovega dioksida je mogoče zaznati z indikatorji (lakmus postane rožnat). Žveplova kislina daje srednje soli - sulfite in kisle - hidrosulfite. Med njimi so stabilne spojine.

Oksidacija žvepla v dioksidu v heksavalentno stanje v žveplovem anhidridu je katalitična. Nastala snov se močno raztopi v vodi, reagira z molekulami H2O.Reakcija je eksotermna, nastane žveplova kislina oziroma njena hidratizirana oblika.

Praktična uporaba žveplovega dioksida

Glavni industrijski proces za proizvodnjo žveplove kisline, ki zahteva element dioksid, ima štiri stopnje:

1. Pridobivanje žveplovega anhidrida s sežiganjem žvepla v posebnih pečeh.
2. Čiščenje pridobljenega žveplovega dioksida iz vseh vrst nečistoč.
3. Nadaljnja oksidacija v šestvalentno žveplo v prisotnosti katalizatorja.
4. Absorpcija žveplovega trioksida z vodo.

Prej je bil skoraj ves žveplov dioksid, potreben za proizvodnjo žveplove kisline v industrijskem obsegu, pridobljen s praženjem pirita kot stranskega produkta pri izdelavi jekla. Nove vrste predelave metalurških surovin uporabljajo manj izgorevanja rude. Zato je v zadnjih letih naravno žveplo postalo glavni izhodni material za proizvodnjo žveplove kisline. Pomembne svetovne zaloge te surovine, njena razpoložljivost omogočajo organizacijo obsežne predelave.

Žveplov dioksid se pogosto uporablja ne le v kemični industriji, ampak tudi v drugih sektorjih gospodarstva. Tekstilne tovarne uporabljajo to snov in produkte njene kemične interakcije za beljenje svilenih in volnenih tkanin. To je vrsta beljenja brez klora, pri katerem se vlakna ne uničijo.

Žveplov dioksid ima odlične dezinfekcijske lastnosti, ki se uporablja v boju proti glivam in bakterijam. Žveplov anhidrid se uporablja za zaplinjevanje kmetijskih skladišč, vinskih sodov in kleti. SO 2 se uporablja v živilski industriji kot konzervans in antibakterijsko sredstvo. Dodajajo ga sirupom, vanj namočijo sveže sadje. Sulfitizacija
sok sladkorne pese razbarva in razkuži surovine. Zelenjavni pireji in sokovi v pločevinkah vsebujejo tudi žveplov dioksid kot antioksidant in konzervans.

Oksidacijsko stanje +4 za žveplo je precej stabilno in se kaže v tetrahalidih SHal 4, oksodihalidih SOHal 2, dioksidu SO 2 in v ustreznih anionih. Seznanili se bomo z lastnostmi žveplovega dioksida in žveplove kisline.

1.11.1. Žveplov (IV) oksid Molekularna struktura so2

Struktura molekule SO 2 je podobna strukturi molekule ozona. Atom žvepla je v stanju sp 2 -hibridizacije, orbitalna razporeditev je pravilen trikotnik, molekularna oblika je kotna. Na atomu žvepla je osamljen elektronski par. Dolžina vezi S - O je 0,143 nm, vezni kot je 119,5 °.

Struktura ustreza naslednjim resonančnim strukturam:

Za razliko od ozona je večkratnost vezi S - O 2, to pomeni, da prva resonančna struktura daje glavni prispevek. Za molekulo je značilna visoka toplotna stabilnost.

Fizične lastnosti

V normalnih pogojih je žveplov dioksid ali žveplov dioksid brezbarven plin z ostrim zadušljivim vonjem, tališče je -75 ° C, vrelišče pa -10 ° C. Dobro raztopimo v vodi, pri 20 ° С 40 volumnov žveplovega dioksida raztopimo v 1 volumnu vode. Strupeni plin.

Kemijske lastnosti žveplovega (IV) oksida

Žveplov dioksid je zelo reaktiven. Žveplov dioksid je kisli oksid. Je dokaj dobro topen v vodi, da tvori hidrate. Delno sodeluje tudi z vodo in tvori šibko žveplovo kislino, ki ni izolirana v svoji individualni obliki:

SO 2 + H 2 O = H 2 SO 3 = H + + HSO 3 - = 2H + + SO 3 2-.

Zaradi disociacije nastanejo protoni, zato ima raztopina kislo okolje.

Ko se plinasti žveplov dioksid spusti skozi raztopino natrijevega hidroksida, nastane natrijev sulfit. Natrijev sulfit reagira s presežkom žveplovega dioksida in tvori natrijev hidrosulfit:

2NaOH + SO2 = Na2S03 + H2O;

Na 2 SO 3 + SO 2 = 2 NaHSO 3.

Redoks dvojnost je značilna za žveplov dioksid, na primer, medtem ko kaže redukcijske lastnosti, razbarva bromovo vodo:

SO 2 + Br 2 + 2H 2 O = H 2 SO 4 + 2HBr

in raztopina kalijevega permanganata:

5SO 2 + 2KMnO 4 + 2H 2 O = 2KНSO 4 + 2MnSO 4 + H 2 SO 4.

oksidiran s kisikom v žveplov anhidrid:

2SO 2 + O 2 = 2SO 3.

Izkazuje oksidativne lastnosti pri interakciji z močnimi redukcijskimi sredstvi, na primer:

SO 2 + 2CO = S + 2CO 2 (pri 500 ° C, v prisotnosti Al 2 O 3);

SO2 + 2H2 = S + 2H2O.

Pridobivanje žveplovega oksida (IV)

Gorenje žvepla v zraku

S + O 2 = SO 2.

Oksidacija sulfidov

4FeS 2 + 11O 2 = 2Fe 2 O 3 + 8SO 2.

Delovanje močnih kislin na kovinske sulfite

Na 2 SO 3 + 2H 2 SO 4 = 2NaHSO 4 + H 2 O + SO 2.

1.11.2. Žveplova kislina in njene soli

Ko se žveplov dioksid raztopi v vodi, nastane šibka žveplova kislina, glavnina raztopljenega SO 2 je v obliki hidratizirane oblike SO 2 · H 2 O, pri ohlajanju se sprosti tudi kristalin hidrat, le majhen del molekule žveplove kisline disociirajo v sulfitne in hidrosulfitne ione. V prostem stanju se kislina ne sprošča.

Ker je dvobazičen, tvori dve vrsti soli: srednje - sulfite in kisle - hidrosulfite. V vodi se raztopijo samo sulfiti alkalijskih kovin in hidrosulfiti alkalijskih in zemeljskoalkalijskih kovin.