Zašto se sumpor ne rastvara u vodi? Jedinjenja sumpora. Priprema sumporne kiseline
Opis i svojstva sumpora
Sumpor je supstanca koja je u grupi 16, pod trećim periodom i ima atomski broj 16. Može se naći i u prirodnom i u vezanom obliku. Sumpor je označen slovom S. Poznato formula sumpora– (Ne)3s 2 3p 4 . Sumpor kao element je uključen u mnogo proteina.
Fotografija prikazuje kristale sumpora
Ako govorite o atomska struktura elementa sumpora, tada se u njegovoj vanjskoj orbiti nalaze elektroni čiji valentni broj dostiže šest.
Ovo objašnjava svojstvo elementa da je maksimalno heksavalentan u većini kombinacija. U strukturi prirodnog hemijskog elementa postoje četiri izotopa, a to su 32S, 33S, 34S i 36S. Govoreći o vanjskoj elektronskoj ljusci, atom ima shemu 3s2 3p4. Radijus atoma je 0,104 nanometra.
Svojstva sumpora prvenstveno se dijele na fizičke tipove. To uključuje činjenicu da element ima čvrstu kristalnu kompoziciju. Dvije alotropske modifikacije su glavno stanje u kojem je ovaj sumporni element stabilan.
Prva modifikacija je rombična, limun-žute boje. Stabilnost mu je niža od 95,6 °C. Drugi je monoklinski, medeno žute boje. Njegova otpornost se kreće od 95,6 °C do 119,3 °C.
Fotografija prikazuje mineral sumpor
Tokom topljenja, hemijski element postaje pokretna tečnost žute boje. Postaje smeđe boje, dostižući temperaturu veću od 160 °C. I to na 190 °C boja sumpora prelazi u tamno smeđu. Nakon postizanja 190 °C, uočava se smanjenje viskoznosti tvari, koja ipak postaje tečna nakon zagrijavanja na 300 °C.
Ostala svojstva sumpora:
Praktično ne provodi toplinu ili električnu energiju.
Ne rastvara se kada je uronjen u vodu.
Rastvorljiv je u amonijaku, koji ima bezvodnu strukturu.
Također je topiv u ugljičnom disulfidu i drugim organskim rastvaračima.
TO karakteristike elementa sumpora važno je dodati njegove hemijske karakteristike. Aktivna je u tom pogledu. Ako se sumpor zagrije, on se jednostavno može kombinirati s gotovo bilo kojim kemijskim elementom.
Fotografija prikazuje uzorak sumpora iskopanog u Uzbekistanu
Sa izuzetkom inertnih gasova. U kontaktu sa metalima, hemikalijama. element formira sulfide. Sobna temperatura omogućava elementu da reaguje sa njim. Povećana temperatura povećava aktivnost sumpora.
Razmotrimo kako se sumpor ponaša s pojedinačnim tvarima:
Kod metala je oksidant. Formira sulfide.
Aktivna interakcija se javlja sa vodonikom na visokim temperaturama – do 200 °C.
Sa kiseonikom. Oksidi nastaju na temperaturama do 280 °C.
Sa fosforom, ugljenikom – to je oksidaciono sredstvo. Samo ako tokom reakcije nema vazduha.
Sa fluorom djeluje kao redukcijsko sredstvo.
Sa supstancama koje imaju složenu strukturu - takođe kao redukciono sredstvo.
Nalazišta i proizvodnja sumpora
Glavni izvor za dobijanje sumpora su njegove naslage. Ukupno u svijetu postoji 1,4 milijarde tona rezervi ove supstance. Iskopava se otvorenim i podzemnim rudarstvom i topljenjem iz zemlje.
Fotografija prikazuje iskopavanje sumpora u vulkanu Kawa Ijen
Ako važi ovaj drugi slučaj, onda se koristi voda koja se pregreva i sa njom topi sumpor. U rudama niskog kvaliteta, element je sadržan u približno 12%. Bogati – 25% i više.
Uobičajene vrste depozita:
Stratiformni – do 60%.
Slana kupola - do 35%.
Vulkanogeno – do 5%.
Prvi tip je povezan sa slojevima koji se nazivaju sulfatno-karbonatni. Istovremeno, rudna tijela debljine do nekoliko desetina metara i veličine do stotine metara nalaze se u sulfatnim stijenama.
Takođe, ove naslage slojeva mogu se naći među stijenama sulfatnog i karbonatnog porijekla. Drugi tip karakteriziraju sive naslage, koje su ograničene na slane kupole.
Potonji tip je povezan s vulkanima koji imaju mladu i modernu strukturu. U ovom slučaju, rudni element ima oblik lima, u obliku sočiva. Može sadržavati sumpor u količini od 40%. Ova vrsta naslaga je uobičajena u pacifičkom vulkanskom pojasu.
Nalazište sumpora u Evroaziji se nalazi u Turkmenistanu, regionu Volge i drugim mestima. Sumporne stijene nalaze se u blizini lijeve obale Volge, koja se proteže od Samare. Širina stenske trake doseže nekoliko kilometara. Štaviše, mogu se naći sve do Kazana.
Fotografija prikazuje sumpor u stijeni
U Teksasu i Luizijani, ogromne količine sumpora nalaze se na krovovima slanih kupola. Posebno lijepi Talijani ovog elementa nalaze se u Romagni i Siciliji. A na ostrvu Vulcano nalaze monoklinski sumpor. Element, koji je oksidirao pirit, pronađen je na Uralu u regiji Čeljabinsk.
Za rudarstvo hemijski element sumpora koristiti različite metode. Sve zavisi od uslova njegovog nastanka. Pri tome se, naravno, posebna pažnja poklanja sigurnosti.
S obzirom da se sumporovodik akumulira zajedno sa sumpornom rudom, potrebno je posebno ozbiljno pristupiti svakoj metodi rudarenja, jer je ovaj plin otrovan za ljude. Sumpor takođe ima tendenciju da se zapali.
Najčešće koriste otvorenu metodu. Dakle, uz pomoć bagera uklanjaju se značajni dijelovi stijena. Zatim se rudni dio drobi uz pomoć eksplozija. Grude se šalju u fabriku na obogaćivanje. Zatim - u topionicu sumpora, gdje se sumpor dobija iz koncentrata.
Na fotografiji se vidi sumpor u luci, donesen morem
U slučaju duboke pojave sumpora u velikom broju volumena, koristi se Frasch metoda. Sumpor se topi dok je još pod zemljom. Zatim se, kao nafta, ispumpava kroz razbijeni bunar. Ovaj pristup se zasniva na činjenici da se element lako topi i ima malu gustoću.
Poznata je i metoda razdvajanja pomoću centrifuga. Samo ova metoda ima nedostatak: sumpor se dobija sa nečistoćama. I tada je potrebno izvršiti dodatno čišćenje.
U nekim slučajevima koristi se metoda bušotine. Ostale mogućnosti za eksploataciju sumpornog elementa:
Parna voda.
Filtracija.
Thermal.
Centrifugalna.
Ekstrakcija.
Primjena sumpora
Većina iskopanog sumpora se koristi za proizvodnju sumporne kiseline. A uloga ove supstance je veoma ogromna u hemijskoj proizvodnji. Važno je napomenuti da je za dobivanje 1 tone sumporne tvari potrebno 300 kg sumpora.
Sparkleri, koji sjajno sijaju i imaju mnogo boja, također se prave od sumpora. Industrija papira je još jedna oblast u koju odlazi značajan deo ekstrahovane supstance.
Na slici je sumporna mast
Češće primjena sumpora nalazi pri zadovoljavanju proizvodnih potreba. Evo nekih od njih:
Upotreba u hemijskoj proizvodnji.
Za proizvodnju sulfita, sulfata.
Proizvodnja tvari za gnojidbu biljaka.
Za dobijanje obojenih vrsta metala.
Da bi čeliku dala dodatna svojstva.
Za izradu šibica, materijala za eksplozije i pirotehnike.
Pomoću ovog elementa proizvode se boje i vlakna od umjetnih materijala.
Za izbjeljivanje tkanina.
U nekim slučajevima element sumpora uključeni u masti za liječenje kožnih oboljenja.
Cijena sumpora
Prema najnovijim vijestima, potreba za sumporom aktivno raste. Cijena ruskog proizvoda je 130 dolara. Za kanadsku verziju – 145 dolara. Ali na Bliskom istoku cijene su porasle na 8 dolara, što je rezultiralo troškom od 149 dolara.
Fotografija prikazuje veliki uzorak minerala sumpora
U ljekarnama možete pronaći mljeveni sumpor u prahu po cijeni od 10 do 30 rubalja. Osim toga, moguće ga je kupiti i na veliko. Neke organizacije nude kupovinu granularne tehničke opreme po niskoj cijeni. gasni sumpor.
Sadržaj članka
SUMPOR, S (sumpor), nemetalni hemijski element, član porodice halkogena (O, S, Se, Te i Po) – Grupa VI periodnog sistema elemenata. Sumpor, kao i mnoge njegove upotrebe, poznat je od davnina. A. Lavoisier je tvrdio da je sumpor element. Sumpor je vitalan za rast biljaka i životinja, dio je živih organizama i produkata njihovog raspadanja; ima ga dosta, na primjer, u jajima, kupusu, hrenu, bijelom luku, senfu, luku, kosi, vuni itd. . Prisutan je i u uglju i nafti.
Aplikacija.
Otprilike polovina godišnje potrošnje sumpora odlazi na proizvodnju industrijskih hemikalija kao što su sumporna kiselina, sumpor-dioksid i ugljen-disulfid (ugljični disulfid). Osim toga, sumpor se široko koristi u proizvodnji insekticida, šibica, gnojiva, eksploziva, papira, polimera, boja i boja, te u vulkanizaciji gume. Vodeće mjesto u proizvodnji sumpora zauzimaju SAD, zemlje ZND i Kanada.
Prevalencija u prirodi.
Sumpor se javlja u slobodnom stanju (samorodni sumpor). Osim toga, postoje ogromne rezerve sumpora u vidu sulfidnih ruda, prvenstveno ruda olova (olovni sjaj), cinka (cinkblende), bakra (bakarni sjaj) i željeza (pirit). Kada se metali ekstrahuju iz ovih ruda, oni se oslobađaju od sumpora, obično prženjem u prisustvu kiseonika, koji proizvodi sumpor-dioksid (IV), koji se često ispušta u atmosferu bez upotrebe. Osim sulfidnih ruda, dosta sumpora se nalazi u obliku sulfata, na primjer, kalcijum sulfat (gips), barijum sulfat (barit). Morska voda i mnoge mineralne vode sadrže magnezijum i natrijum sulfate rastvorljive u vodi. Vodonik sulfid (vodonik sulfid) se nalazi u nekim mineralnim vodama. U industriji, sumpor se može dobiti kao nusproizvod procesa u topionicama, koksnim pećima, preradi nafte, iz dimnih ili prirodnih plinova. Sumpor se ekstrahuje iz prirodnih podzemnih naslaga topljenjem sa pregrijanom vodom i isporukom na površinu pomoću komprimovanog zraka i pumpi. U flash procesu za vađenje sumpora iz naslaga sumpora pomoću koncentrične cijevne instalacije, koju je patentirao G. Frasch 1891. godine, sumpor se dobija čistoće do 99,5%.
Svojstva.
Sumpor ima oblik žutog praha ili krhke kristalne mase, bez mirisa i ukusa i nerastvorljiv u vodi. Sumpor karakterizira nekoliko alotropnih modifikacija. Najpoznatiji su: kristalni sumpor - ortorombni (samorodni sumpor, a-S) i monoklinički (prizmatični sumpor, b-S); amorfni - koloidni (mlijeko sumpora) i plastični; srednje amorfno-kristalno - sublimirano (boja sumpora).
Kristalni sumpor.
Kristalni sumpor ima dvije modifikacije; jedan od njih, ortorombni, dobija se iz rastvora sumpora u ugljen-disulfidu (CS 2) isparavanjem rastvarača na sobnoj temperaturi. U tom slučaju nastaju prozirni kristali u obliku dijamanta svijetlo žute boje, lako topljivi u CS 2. Ova modifikacija je stabilna do 96°C, a na višim temperaturama monoklinski oblik je stabilan. Prirodnim hlađenjem rastopljenog sumpora u cilindričnim loncima rastu veliki kristali ortorombne modifikacije iskrivljenog oblika (oktaedri s djelomično „odsječenim“ uglovima ili plohama). Ovaj materijal se u industriji naziva grudvasti sumpor. Monoklinska modifikacija sumpora su dugi prozirni tamnožuti kristali u obliku igle, takođe rastvorljivi u CS 2. Kada se monoklinski sumpor ohladi ispod 96°C, formira se stabilniji žuti ortorombni sumpor.
Nekristalni sumpor.
Pored ovih kristalnih i amorfnih oblika, postoji srednji oblik poznat kao sumporna boja ili sublimirani sumpor, koji nastaje kondenzacijom sumporne pare bez prolaska kroz tečnu fazu. Sastoji se od sitnih zrnaca sa centrom kristalizacije i amorfnom površinom. Ovaj oblik se polako i nepotpuno rastvara u CS 2 . Nakon tretmana amonijakom za uklanjanje nečistoća kao što je arsen, proizvod je medicinski poznat kao isprani sumpor, koji se koristi na sličan način kao i koloidni sumpor.
Tečno stanje.
Molekuli sumpora sastoje se od zatvorenog lanca od osam atoma (S 8). Tečni sumpor ima neobično svojstvo: s povećanjem temperature, njegova viskoznost se povećava. Ispod 160°C, sumpor je tipična žućkasta tečnost, njegov sastav odgovara formuli S 8 i označen je l-S. Kako temperatura raste, molekuli prstena S8 počinju da se lome i spajaju, formirajući dugačke lance ( m-S), boja tečnog sumpora postaje tamnocrvena, viskoznost se povećava, dostižući maksimum na 200–250 °C. Daljnjim povećanjem temperature tečni sumpor postaje lakši, dugi lanci se pucaju, formirajući kratke, sa manjom sposobnošću prepliću, što dovodi do nižeg viskoziteta.
Gas.
Sumpor ključa na 444,6°C, formirajući narandžasto-žute pare koje se uglavnom sastoje od molekula S8. Sa porastom temperature, boja pare prelazi u tamnocrvenu, zatim u žutu, a na 650°C u slamnato žutu. Daljnjim zagrijavanjem, molekuli S 8 disociraju, formirajući ravnotežne oblike S 6, S 4 i S 2 na različitim temperaturama. I konačno, na >1000°C pare se sastoje praktično od molekula S2, a na 2000°C se sastoje od monoatomskih molekula.
Hemijska svojstva.
Sumpor je tipičan nemetal. Ima šest elektrona na svojoj vanjskoj elektronskoj ljusci i lakše pričvršćuje elektrone na druge elemente nego odustaje od svojih. Reaguje sa mnogim metalima, oslobađajući toplotu (na primer, u kombinaciji sa bakrom, gvožđem, cinkom). Takođe se kombinuje sa skoro svim nemetalima, iako ne tako snažno.
Veze.
Sumporov dioksid
nastaje kada se sumpor sagorijeva u zraku, posebno tokom prženja sulfidnih metalnih ruda. Sumpor dioksid je bezbojni plin zagušljivog mirisa. To je anhidrid sumporne kiseline i lako se otapa u vodi stvarajući sumpornu kiselinu. Dioksid se lako ukapljuje (tačka ključanja -10°C) i skladišti se u čeličnim cilindrima. Dioksid se koristi u proizvodnji sumporne kiseline, u rashladnim uređajima, za izbjeljivanje tekstila, drvne pulpe, slame, šećera od repe, za konzerviranje voća i povrća, za dezinfekciju, u pivarstvu i proizvodnji hrane.
Sumporna kiselina
H 2 SO 3 postoji samo u razblaženim rastvorima (manje od 6%). Slaba je kiselina koja stvara srednje i kisele soli (sulfite i hidrosulfite). Sumporna kiselina je dobar redukcijski agens i reaguje sa kiseonikom i formira sumpornu kiselinu. Sumporna kiselina ima nekoliko primjena, uključujući izbjeljivanje svile, vune, papira, drvne mase i sličnih tvari. Koristi se kao antiseptik i konzervans, posebno za sprečavanje fermentacije vina u bačvama, za sprečavanje fermentacije zrna prilikom ekstrakcije skroba. Kiselina se takođe koristi za očuvanje hrane. Najvažnija od njegovih soli je kalcijum hidrosulfit Ca(HSO 3) 2, koji se koristi u preradi drvne sječke u celulozu.
Sumpor trioksid
SO 3 (anhidrid sumpora), koji sa vodom stvara sumpornu kiselinu, ili je bezbojna tečnost ili bijela kristalna tvar (kristalizira na 16,8 °C; bp 44,7 °C). Nastaje oksidacijom sumpordioksida kiseonikom u prisustvu odgovarajućeg katalizatora (platina, vanadijev pentoksid). Sumpor trioksid se snažno dimi u vlažnom zraku i rastvara se u vodi, stvarajući sumpornu kiselinu i stvarajući mnogo topline. Koristi se u proizvodnji sumporne kiseline i proizvodnji sintetičkih organskih supstanci.
Sumporna kiselina
H2SO4. Bezvodni H 2 SO 4 je bezbojna uljasta tečnost koja otapa SO 3 da bi se formirao oleum. Može se mešati sa vodom u bilo kom odnosu. Kada se otopi u vodi, nastaju hidrati uz oslobađanje vrlo velike količine topline; stoga, kako bi se izbjeglo prskanje kiseline, obično je potrebno pažljivo dodavati kiselinu u vodu prilikom rastvaranja, a ne obrnuto. Koncentrovana kiselina dobro upija vodenu paru i stoga se koristi za sušenje gasova. Iz istog razloga dovodi do ugljenisanja organskih materija, posebno ugljenih hidrata (škrob, šećer, itd.). Ako dođe u dodir s kožom, izaziva teške opekotine; pare nagrizaju sluzokožu dišnih puteva i očiju. Sumporna kiselina je jako oksidaciono sredstvo. Konc. H 2 SO 4 oksidira HI, HBr u I 2 i Br 2, respektivno, ugalj u CO 2, sumpor u SO 2, metale u sulfate. Razrijeđena kiselina također oksidira metale u nizu napona do vodonika. H 2 SO 4 je jaka dvobazna kiselina koja stvara srednje i kisele soli - sulfate i hidrosulfate; Većina njegovih soli je rastvorljiva u vodi, osim sulfata barija, stroncijuma i olova; kalcijum sulfat je slabo rastvorljiv.
Sumporna kiselina je jedan od najvažnijih proizvoda hemijske industrije (proizvodnja lužina, kiselina, soli, mineralnih đubriva, hlora). Dobiva se uglavnom kontaktom ili metodom tornja prema sljedećem principu:
Većina dobivene kiseline koristi se u proizvodnji mineralnih gnojiva (superfosfat, amonijum sulfat). Sumporna kiselina služi kao polazni materijal za proizvodnju soli i drugih kiselina, za sintezu organskih tvari, umjetnih vlakana, za pročišćavanje kerozina, naftnih ulja, benzena, toluena, u proizvodnji boja, jetkanju crnih metala, u hidrometalurgiji uranijuma i nekih obojenih metala, za proizvodnju deterdženata i lijekova, kao elektrolit u olovnim baterijama i kao sredstvo za sušenje.
Tiosumporna kiselina
H 2 S 2 O 3 je strukturno sličan sumpornoj kiselini, osim što je jedan kiseonik zamenjen atomom sumpora. Najvažniji derivat kiseline je natrijum tiosulfat Na 2 S 2 O 3 - bezbojni kristali nastali ključanjem natrijum sulfita Na 2 SO 3 sa sumpornom bojom. Natrijum tiosulfat (ili hiposulfit) se koristi u fotografiji kao fiksativ.
Sulfonal
(CH 3) 2 C(SO 2 C 2 H 5) 2 je bijela kristalna supstanca, bez mirisa, slabo rastvorljiva u vodi, narkotik je i koristi se kao sedativ i hipnotik.
Hidrogen sulfid
H 2 S (vodonik sulfid) je bezbojni gas sa oštrim, neprijatnim mirisom pokvarenih jaja. Nešto je teži od vazduha (gustina 1,189 g/dm3), lako se rastvara u bezbojnu tečnost i veoma je rastvorljiv u vodi. Rastvor u vodi je slaba kiselina sa pH od ~ 4. Kao rastvarač se koristi tečni vodonik sulfid. Rastvor i gas se široko koriste u kvalitativnoj analizi za odvajanje i određivanje mnogih metala. Udisanje malih količina vodonik sulfida izaziva glavobolju i mučninu, veće ili kontinuirano udisanje sumporovodika izaziva paralizu nervnog sistema, srca i pluća. Paraliza se javlja neočekivano, kao rezultat poremećaja vitalnih funkcija tijela.
Sumpor monohlorid
S 2 Cl 2 je dimljiva, uljasta tečnost boje ćilibara, oštrog mirisa, koji trga i otežava disanje. Dimi se u vlažnom zraku i razlaže se s vodom, ali je rastvorljiv u ugljičnom disulfidu. Sumpor monohlorid je dobar rastvarač za sumpor, jod, metalne halogenide i organska jedinjenja. Monohlorid se koristi za vulkanizaciju gume, u proizvodnji štamparske boje i insekticida. Kada se reaguje sa etilenom, formira se isparljiva tečnost poznata kao iperit (ClC 2 H 4) 2 S, otrovno jedinjenje koje se koristi kao hemijski iritans.
Ugljen disulfid
CS 2 (ugljični disulfid) je blijedožuta tekućina, otrovna i zapaljiva. CS 2 se proizvodi sintezom iz elemenata u električnoj peći. Supstanca je nerastvorljiva u vodi, ima visok indeks loma, visok pritisak pare i nisku tačku ključanja (46°C). Ugljični disulfid – djelotvoran rastvarač za masti, ulja, gumu i gumu – ima široku primjenu za ekstrakciju ulja, u proizvodnji umjetne svile, lakova, gumenih ljepila i šibica, za uništavanje žižaka i odjevnih moljaca, te za zemljište dezinfekcija.
Sumpor(S) je hemijski element grupe 16 periodnog sistema elemenata sa atomskim brojem 16, čija prosta supstanca sumpor - nemetalna, žuta kristalna supstanca. U prirodi se nalazi u prirodnom stanju iu obliku sulfida teških metala (pirit i drugi). Sumpor se prvenstveno koristi u hemijskoj industriji za proizvodnju sumporne kiseline, sintetičkih vlakana, sumpornih boja, crnog praha, u industriji gume, kao i u poljoprivredi, farmaciji itd.
Zbog svoje sposobnosti stvaranja disulfidnih veza, sumpor igra važnu ulogu u sastavu proteina.
Priča
Elementarnu prirodu sumpora ustanovio je Antoine Lavoisier u svojim eksperimentima sa sagorevanjem.
opšte karakteristike
Sumpor ima atomsku masu od 32,06. U prirodi postoje 4 stabilna izotopa sa masenim brojevima 32-34 i 36. Sumpor spada u halkogene, po novoj klasifikaciji u šesnaestu, a po staroj u VI grupu elemenata periodnog sistema. Sumpor je nemetal.
Poznato je nekoliko alotropnih oblika sumpora. U normalnim uslovima, rombični sumpor je stabilan - blijedo žute boje, gustine 2070 kg/m3, t topljenja = 112,8 °C, t ključanja = 444,6 o C. U svim tekućim i čvrstim agregatima, sumpor je dijamagnetičan. Termodinamička i druga svojstva sumpora se naglo mijenjaju na 160 °C, što je povezano s promjenom molekularne strukture tekućeg sumpora. Viskoznost sumpora se jako povećava sa porastom temperature (od 0,0065 Pas na 155 °C do 93,3 Pas na 187 °C), a zatim pada (na 0,083 Pas na 444,6 °C).
Sumpor reaguje sa skoro svim metalima.
Rasprostranjenost u prirodi
Sumpor je prilično čest element, koji čini oko 0,1% mase zemljine kore. Prosječan sadržaj sumpora u zemljinoj kori iznosi 4.710 -2 tež.%, dok je glavna količina prirodnog sumpora koncentrisana u sedimentnim stijenama (0.3 tež.%). U ostalim stijenama prosječan sadržaj sumpora je sljedeći: duniti, peridotiti, pirokseniti - 0,01%; bazalti, habronorit, dijabaz - 0,03%; diorita, andezita - 0,02%.
U prirodi se sumpor nalazi i u slobodnom stanju - takozvani nativni sumpor, ali mnogo češće se nalazi u vezanom obliku, odnosno u obliku raznih spojeva. Najvažniji od njih su željezni pirit, odnosno pirit FeS 2, cink mješavina ZnS, olovni sjaj PbS, bakarni sjaj Cu 2 S, gips CaSO 4 2H 2 O, mirabilit Na 2 SO 4 10H 2 O itd.
Sumpor se nalazi u uglju i nafti, kao iu svim biljnim i životinjskim organizmima, jer je dio proteina.
Sadržaj sumpora u nafti i prirodnom gasu procjenjuje se na 210 9 tona, odnosno više od prirodnih rezervi sumpora. Sumpor u nafti je prisutan u različitim oblicima, od elementarnog sumpora i vodonik sulfida do organskog sumpora, koji uključuje više od 120 spojeva. Glavne supstance ugljikovodičnih sirovina koje sadrže sumpor su sumporovodik, merkaptani i drugi organski sumporni spojevi. Sirovinska baza za proizvodnju sumpora su, po pravilu, gasovi koji sadrže najmanje 0,1% vodonik sulfida.
Naravno, prirodni sumpor se nalazi u kontinuiranoj masi, ispunjavajući pukotine i šupljine u stijenama, ili u obliku sintera, sfernih i gnijezdastih agregata, stalaktita, stalagmita, naslaga, cvjetanja i zemljanih praškastih nakupina. Često formira kristale, koji se često grupišu u izrasline, druze i četke.
Fizička svojstva
Sumpor je žuta kristalna supstanca. Vrlo je krhka i lako se melje u najmanji prah. Gustina 2070 kg/m3 t topljenje = 112,8 °C, t ključanje = 444,6 o C. U svim tekućim i čvrstim agregatima, sumpor je dijamagnetičan.
Nalazi se u tri alotropna oblika: dva kristalna (ortorombna i monoklinska, prema načinu spajanja atoma u kristalu) i amorfna.
- α-S (ortorombična) kristalna modifikacija, t topljenja = 112,8 °C, stabilna na 95,6 °C, limun žuta;
- β-S kristalna modifikacija, t topljenja = 119 °C, stabilna na 95,6-119 °C, medeno žuta. Do 160 ° C, molekuli su 8-atomski, u parovima - 2-atomski (paramagnetski sumpor), 4, 6 i 8-atomski.
- Iznad 160 °C formiraju se spiralni lanci μ-S plastičnog sumpora.
Sumpor gotovo ne provodi električnu struju ili toplinu. Kada se vrlo brzo ohladi, para sumpora prelazi u čvrsto stanje u obliku vrlo finog praha (boje sumpora), zaobilazeći tečno stanje. Sumpor je nerastvorljiv u vodi i ne vlaži se vodom, ali se dobro otapa u benzenu C 6 H 6, a posebno u ugljičnom disulfidu CS 2.
Hemijska svojstva
Imajući šest elektrona u vanjskom sloju: (+ 16), 2,8,6 - atomi sumpora pokazuju svojstva oksidacijskog sredstva i, dodavanjem dva elektrona iz atoma drugih elemenata, koji im nedostaju u potpuno ispunjenoj vanjskoj ljusci , pretvaraju se u negativne dvovalentne ione: S 0 + 2e = S 2. Ali sumpor je manje aktivan oksidant od kiseonika, budući da su njegovi valentni elektroni udaljeni od jezgra atoma i slabije su vezani za njega od valentnih elektrona atoma. atomi kiseonika. Za razliku od kiseonika, sumpor takođe može da pokaže svojstva redukcionog agensa: S 0 - 6e = S 6+ ili S 0 - 4e = S 4+. Redukciona svojstva sumpora se manifestuju u interakciji sa jačim oksidantom, odnosno sa supstancama čiji atomi imaju veći afinitet za elektrone.
Sumpor može direktno reagirati sa gotovo svim metalima (s izuzetkom plemenitih metala), ali uglavnom kada se zagrije. Dakle, ako se mješavina praha sumpora i željeza zagrije barem na jednom mjestu tako da počne reakcija, tada će se cijela smjesa sama zagrijati (zbog topline reakcije) i pretvoriti se u crnu, krhku tvar - željezo. monosulfid:
Fe + S = FeS
Kada se zapali, mješavina praha sumpora i cinka reagira vrlo burno, bljeskom. Kao rezultat reakcije nastaje cink sulfid:
Zn + S = ZnS
Sumpor reagira sa živom čak i na uobičajenim temperaturama. Dakle, kada se živa melje sa sumpornim prahom, pojavljuje se crna tvar - živin sulfid:
Hg + S = HgS
Na visokim temperaturama, sumpor takođe reaguje sa vodonikom da nastane vodonik sulfid:
H 2 + S = H 2 S.
U interakciji sa metalima i vodonikom, sumpor ima ulogu oksidacionog sredstva, a sam se redukuje na jone S 2. Stoga je u svim sulfidima sumpor negativno dvovalentan. Sumpor takođe relativno lako reaguje sa kiseonikom. Dakle, zapaljeni sumpor sagorijeva u zraku i formira sumpor dioksid SO 2 (sulfitni anhidrid) i vrlo malu količinu sumpor trioksida SO 3 (sulfatni anhidrid).
- S + O 2 = SO 2
- 2S + 3O 2 = 2SO 3
U ovom slučaju kisik je oksidacijsko sredstvo, a sumpor redukcijski agens. U prvoj reakciji atom sumpora gubi četiri, a u drugoj šest valentnih elektrona, zbog čega je sumpor u SO 2 pozitivno četverovalentan, a u SO 3 pozitivno heksavalentan.
Potvrda
Sumpor se dobija iz autohtonih ruda, kao i kao nusproizvod prilikom prerade polimetalnih ruda, iz sulfata pri njihovoj složenoj preradi, iz prirodnih gasova i fosilnih goriva prilikom njihovog prečišćavanja. Povećava se udio sumpora dobivenog iz vodonik sulfida. Da bi se sumpor odvojio od stranih nečistoća, topi se u autoklavu. Autoklavi su gvozdeni cilindri u koje se utovaruje ruda i zagreva pregrijanom parom do 150°C pod pritiskom od 6 atm.Otopljeni sumpor teče dolje, a otpadna stijena ostaje. Sumpor otopljen iz rude još uvijek sadrži određenu količinu nečistoća.
Potpuno čisti sumpor se dobija destilacijom u specijalnim pećima spojenim na velike komore. Sumporna para u hladnoj komori odmah prelazi u čvrsto stanje i taloži se na zidovima u obliku vrlo finog svijetložutog praha. Kada se komora zagrije do 120 ° C, sumporna para se pretvara u tekućinu. Otopljeni sumpor se sipa u drvene cilindrične kalupe, gdje se stvrdne. Takav sumpor se zove Čerenkova.
Aplikacija
Sumpor ima široku primenu u raznim sektorima nacionalne privrede, uglavnom u hemijskoj industriji za proizvodnju sumporne kiseline H 2 SO 4 (skoro polovina proizvedenog sumpora u svetu), ugljičnog disulfida CS 2, nekih boja i drugih hemijskih proizvoda. proizvodi. Značajne količine sumpora gumarska industrija troši za vulkanizaciju gume, odnosno za pretvaranje gume u gumu.
Sumpor se koristi u hemijskoj industriji u proizvodnji fosforne, hlorovodonične i drugih kiselina, u industriji gume, u proizvodnji boja, crnog praha i sl. Prirodni sumpor se koristi u poljoprivredi (insekticidi, mikrođubriva, kao dezinfekciono sredstvo u stočarstvu).
Tehnički sumpor koji se koristi za proizvodnju sumporne kiseline mora sadržati najmanje 95% sumpora, arsena i selena uopšte ne sme biti, a sadržaj organskih materija ne sme biti veći od 1%. Proizvodnja umjetnih vlakana (viskoze) u kemijskoj industriji je još jedan potrošač sumpora. U poljoprivredi se sumpor koristi kao sredstvo za suzbijanje štetočina, dijelom i kao gnojivo, te za dezinfekciju u tretmanu životinja. U proizvodnji papira sumpor se u obliku SO2 koristi za preradu drvne mase (bisulfatna metoda). Sumpor se koristi u vulkanizaciji gume, industriji stakla i kože. Manje količine sumpora visoke čistoće koriste se u hemijskoj i farmaceutskoj industriji. Sumpor se također koristi za proizvodnju ultramarina. Industrija tekstila, hrane, škroba i melase koristi sumpor ili njegove spojeve za izbjeljivanje i bistrenje, u konzerviranju voća i u hlađenju.
Sumpor se koristi i u proizvodnji šibica, u pirotehnici, u proizvodnji crnog baruta i sl. U medicini se sumpor koristi za pravljenje sumporne masti za liječenje kožnih bolesti. U poljoprivredi se sumpor koristi za suzbijanje štetočina pamuka i vinove loze.
Uticaj na ljude
Sumporna prašina iritira respiratorni sistem i sluzokože. MPC – 2 mg/m3.
Sumpor– element 3. perioda i VIA grupe periodnog sistema, redni broj 16, odnosi se na halkogeni. Elektronska formula atoma je [ 10 Ne]3s 2 3p 4, karakteristična oksidaciona stanja su 0, -II, +IV i +VI, S VI stanje se smatra stabilnim.
Skala stanja oksidacije sumpora:
Elektronegativnost sumpora je 2,60 i karakterišu ga nemetalna svojstva. U jedinjenjima vodika i kisika nalazi se u raznim anionima i formira kiseline koje sadrže kisik i njihove soli, binarne spojeve.
U prirodi - petnaesti element po hemijskoj zastupljenosti (sedmi među nemetalima). Nalazi se u slobodnom (nativnom) i vezanom obliku. Vitalni element za više organizme.
Sumpor S. Jednostavna supstanca. Žuta kristalna (α‑rombična i β‑monoklina,
na 95,5 °C) ili amorfne (plastične). Na čvorovima kristalne rešetke nalaze se S 8 molekuli (neplanarni prstenovi tipa „kruna“), amorfni sumpor se sastoji od S n lanaca. Supstanca niskog topljenja, viskoznost tečnosti prolazi kroz maksimum na 200 °C (razbijanje molekula S8, preplitanje Sn lanaca). Par sadrži molekule S 8, S 6, S 4, S 2. Na 1500 °C pojavljuje se monoatomski sumpor (u hemijskim jednačinama, radi jednostavnosti, svaki sumpor je prikazan kao S).
Sumpor je nerastvorljiv u vodi i u normalnim uslovima ne reaguje sa njim; veoma je rastvorljiv u ugljen-disulfidu CS 2.
Sumpor, posebno sumpor u prahu, vrlo je aktivan kada se zagrije. Reaguje kao oksidant sa metalima i nemetalima:
ali kao redukciono sredstvo– sa fluorom, kiseonikom i kiselinama (kupanje):
Sumpor se dismutira u alkalnim rastvorima:
3S 0 + 6KOH (konc.) = 2K 2 S ‑II + K 2 S IV O 3 + 3H 2 O
Na visokim temperaturama (400 °C), sumpor istiskuje jod iz vodonik-jodida:
S + 2HI (g) = I 2 + H 2 S,
ali u otopini reakcija ide u suprotnom smjeru:
I 2 + H 2 S (p) = 2 HI + S↓
Potvrda: V industrija istopljen iz prirodnih naslaga prirodnog sumpora (koristeći vodenu paru), koji se oslobađa tokom odsumporavanja proizvoda gasifikacije uglja.
Sumpor se koristi za sintezu ugljičnog disulfida, sumporne kiseline, sumpornih boja, u vulkanizaciji kaučuka, kao sredstvo za zaštitu biljaka od pepelnice i za liječenje kožnih bolesti.
Vodonik sulfid H 2 S. Anoksična kiselina. Bezbojni plin zagušljivog mirisa, teži od zraka. Molekul ima strukturu dvostruko nekompletnog tetraedra [::S(H) 2 ]
(sp 3 -hibridizacija, valetni ugao H – S–H je daleko od tetraedarskog). Nestabilan pri zagrevanju iznad 400 °C. Slabo rastvorljiv u vodi (2,6 l/1 l H 2 O na 20 °C), zasićenom decimolarnom rastvoru (0,1 M, „vodonik sulfidna voda“). Vrlo slaba kiselina u rastvoru, praktično ne disocira u drugoj fazi na S 2‑ ione (maksimalna koncentracija S 2‑ je 1 10‑ 13 mol/l). Kada je izložen vazduhu, rastvor postaje mutan (inhibitor je saharoza). Neutralisan alkalijama, ali ne u potpunosti amonijačnim hidratom. Snažan redukcijski agens. Ulazi u reakcije jonske izmjene. Sulfidirajući agens precipitira različito obojene sulfide sa vrlo niskom rastvorljivošću iz rastvora.
Kvalitativne reakcije– taloženje sulfida, kao i nepotpuno sagorevanje H 2 S sa stvaranjem žute naslage sumpora na hladnom predmetu unetom u plamen (porculanska lopatica). Nusproizvod prerade nafte, prirodnog i koksnog plina.
Koristi se u proizvodnji sumpora, neorganskih i organskih spojeva koji sadrže sumpor kao analitički reagens. Izuzetno otrovno. Jednačine najvažnijih reakcija:
Potvrda: V industrija– direktna sinteza:
H 2 + S = H2S(150–200 °C)
ili zagrijavanjem sumpora sa parafinom;
V laboratorije– istiskivanje sa sulfida jakim kiselinama
FeS + 2NCl (konc.) = FeCl 2 + H2S
ili potpuna hidroliza binarnih jedinjenja:
Al 2 S 3 + 6H 2 O = 2Al(OH) 3 ↓ + 3 H2S
Natrijum sulfid Na 2 S. Sol bez kiseonika. Bijela, vrlo higroskopna. Topi se bez raspadanja, termički stabilan. Veoma je rastvorljiv u vodi, hidrolizira na anjonu i stvara visoko alkalnu sredinu u rastvoru. Kada je izložen zraku, otopina postaje mutna (koloidni sumpor) i postaje žuta (boja polisulfida). Tipičan reduktor. Dodaje sumpor. Ulazi u reakcije jonske izmjene.
Kvalitativne reakcije na S 2‑ ion – taloženje različito obojenih metalnih sulfida, od kojih se MnS, FeS, ZnS razlažu u HCl (razrijeđen).
Koristi se u proizvodnji sumpornih boja i celuloze, za uklanjanje dlaka sa kože pri štavljenju kože, kao reagens u analitičkoj hemiji.
Jednačine najvažnijih reakcija:
Na 2 S + 2NCl (razrijeđen) = 2NaCl + H 2 S
Na 2 S + 3H 2 SO 4 (konc.) = SO 2 + S↓ + 2H 2 O + 2NaHSO 4 (do 50 °C)
Na 2 S + 4HNO 3 (konc.) = 2NO + S↓ + 2H 2 O + 2NaNO 3 (60 °C)
Na 2 S + H 2 S (zasićeni) = 2NaHS
Na 2 S (t) + 2O 2 = Na 2 SO 4 (iznad 400 °C)
Na 2 S + 4H 2 O 2 (konc.) = Na 2 SO 4 + 4H 2 O
S 2‑ + M 2+ = MnS (tel.)↓; FeS (crna)↓; ZnS (bijeli)↓
S 2‑ + 2Ag + = Ag 2 S (crna)↓
S 2‑ + M 2+ = SdS (žuto)↓; PbS, CuS, HgS (crni)↓
3S 2‑ + 2Bi 3+ = Bi 2 S 3 (kor. – crna)↓
3S 2‑ + 6H 2 O + 2M 3+ = 3H 2 S + 2M(OH) 3 ↓ (M = Al, Cr)
Potvrda V industrija– kalcinacija minerala mirabilite Na 2 SO 4 10H 2 O u prisustvu redukcionih agenasa:
Na 2 SO 4 + 4H 2 = Na 2 S + 4H 2 O (500 °C, kat. Fe 2 O 3)
Na 2 SO 4 + 4S (koks) = Na 2 S + 4SO (800–1000 °C)
Na 2 SO 4 + 4SO = Na 2 S + 4SO 2 (600–700 °C)
Aluminijum sulfid Al 2 S 3. Sol bez kiseonika. Bijela, Al–S veza je pretežno kovalentna. Topi se bez raspadanja pod suvišnim pritiskom N 2, lako sublimira. Oksidira u vazduhu kada se zagreje. Potpuno je hidrolizovan vodom i ne taloži se iz rastvora. Razlaže se jakim kiselinama. Koristi se kao čvrst izvor čistog vodonik sulfida. Jednačine najvažnijih reakcija:
Al 2 S 3 + 6H 2 O = 2Al(OH) 3 ↓ + 3H 2 S (čisti)
Al 2 S 3 + 6HCl (razrijeđen) = 2AlCl 3 + 3H 2 S
Al 2 S 3 + 24HNO 3 (konc.) = Al 2 (SO 4) 3 + 24NO 2 + 12H 2 O (100 °C)
2Al 2 S 3 + 9O 2 (vazduh) = 2Al 2 O 3 + 6SO 2 (700–800 °C)
Potvrda: interakcija aluminijuma sa rastopljenim sumporom u odsustvu kiseonika i vlage:
2Al + 3S = AL 2 S 3(150–200 °C)
Gvožđe (II) sulfid FeS. Sol bez kiseonika. Crno-siva sa zelenom nijansom, vatrostalna, raspada se kada se zagrije u vakuumu. Kada je mokar, osetljiv je na kiseonik iz vazduha. Nerastvorljivo u vodi. Ne taloži kada su rastvori soli gvožđa(II) zasićeni vodonik sulfidom. Razlaže se kiselinama. Koristi se kao sirovina u proizvodnji livenog gvožđa, čvrstog izvora sumporovodika.
Jedinjenje gvožđa(III) Fe 2 S 3 nije poznato (nije dobijeno).
Jednačine najvažnijih reakcija:
Potvrda:
Fe + S = FeS(600 °C)
Fe 2 O 3 + H 2 + 2H 2 S = 9 FeS+ 3H 2 O (700‑1000 °C)
FeCl 2 + 2NH 4 HS (g) = FeS↓ + 2NH 4 Cl + H 2 S
Gvožđe disulfid FeS 2. Binarna veza. Ima jonsku strukturu Fe 2+ (–S – S–) 2‑. Tamno žuta, termički stabilna, raspada se pri zagrevanju. Nerastvorljiv u vodi, ne reaguje sa razblaženim kiselinama i alkalijama. Razlaže se oksidirajućim kiselinama i ispaljuje se na zraku. Koristi se kao sirovina u proizvodnji lijevanog željeza, sumpora i sumporne kiseline, te katalizator u organskoj sintezi. Rudni minerali koji se nalaze u prirodi pirit I Marcasite.
Jednačine najvažnijih reakcija:
FeS 2 = FeS + S (iznad 1170 °C, vakuum)
2FeS 2 + 14H 2 SO 4 (konc., horizontalno) = Fe 2 (SO 4) 3 + 15SO 2 + 14H 2 O
FeS 2 + 18HNO 3 (konc.) = Fe(NO 3) 3 + 2H 2 SO 4 + 15NO 2 + 7H 2 O
4FeS 2 + 11O 2 (vazduh) = 8SO 2 + 2Fe 2 O 3 (800 °C, pečenje)
Amonijum hidrosulfid NH 4 HS. Kisela so bez kiseonika. Bijela, topi se pod pritiskom. Veoma isparljiv, termički nestabilan. Oksidira na vazduhu. Vrlo je rastvorljiv u vodi, hidrolizira se u kation i anion (prevladava), stvara alkalno okruženje. Rastvor postaje žut na vazduhu. Razlaže se kiselinama i dodaje sumpor u zasićeni rastvor. Ne neutrališe se alkalijama, prosečna so (NH 4) 2 S ne postoji u rastvoru (za uslove za dobijanje prosečne soli videti odeljak „H 2 S“). Koristi se kao komponenta fotografskih razvijača, kao analitički reagens (taložnik sulfida).
Jednačine najvažnijih reakcija:
NH 4 HS = NH 3 + H 2 S (iznad 20 °C)
NH 4 HS + HCl (razrijeđeno) = NH 4 Cl + H 2 S
NH 4 HS + 3HNO 3 (konc.) = S↓ + 2NO 2 + NH 4 NO 3 + 2H 2 O
2NH 4 HS (zasićeni H 2 S) + 2CuSO 4 = (NH 4) 2 SO 4 + H 2 SO 4 + 2CuS↓
Potvrda: zasićenje koncentrirane otopine NH 3 sumporovodikom:
NH 3 H 2 O (konc.) + H 2 S (g) = NH 4 HS+ H 2 O
U analitičkoj hemiji, rastvor koji sadrži jednake količine NH 4 HS i NH 3 H 2 O se konvencionalno smatra rastvorom (NH 4) 2 S i formula prosečne soli se koristi za pisanje jednadžbi reakcije, iako je amonijum sulfid potpuno hidrolizovan u vodi do NH 4 HS i NH 3H2O.
Sumporov dioksid. Sulfiti
Sumpor dioksid SO2. Kiseli oksid. Bezbojni plin oštrog mirisa. Molekul ima strukturu nepotpunog trougla [: S(O) 2 ] (sp 2 - hibridizacija), sadrži σ, π veze S=O. Lako se tečni, termički stabilan. Visoko rastvorljiv u vodi (~40 l/1 l H 2 O na 20 °C). Formira polihidrat sa svojstvima slabe kiseline; produkti disocijacije su HSO 3 - i SO 3 2 - ioni. HSO 3 jon ima dva tautomerna oblika - simetrično(ne-kiseli) sa tetraedarskom strukturom (sp 3 -hibridizacija), koja preovlađuje u smeši, i asimetrično(kiseli) sa strukturom nepotpunog tetraedra [: S(O) 2 (OH)] (sp 3 -hibridizacija). SO 3 2‑ jon je takođe tetraedarski [: S(O) 3 ].
Reaguje sa alkalijama, amonijak hidratom. Tipično redukciono sredstvo, slabo oksidaciono sredstvo.
Kvalitativna reakcija– promjena boje žuto-smeđe “jodne vode”. Intermedijarni proizvod u proizvodnji sulfita i sumporne kiseline.
Koristi se za izbjeljivanje vune, svile i slame, konzerviranje i skladištenje voća, kao dezinficijens, antioksidans i rashladno sredstvo. Otrovno.
Jedinjenje sastava H 2 SO 3 (sumporna kiselina) je nepoznato (ne postoji).
Jednačine najvažnijih reakcija:
Rastvorljivost u vodi i kisela svojstva:
Potvrda: u industriji - sagorevanje sumpora na vazduhu obogaćenom kiseonikom, iu manjoj meri pečenje sulfidnih ruda (SO 2 - prateći gas pri pečenju pirita):
S + O 2 = SO 2(280–360 °C)
4FeS 2 + 11O 2 = 2Fe 2 O 3 + 8 SO 2(800 °C, pečenje)
u laboratoriju - istiskivanje sulfita sumpornom kiselinom:
BaSO 3 (t) + H 2 SO 4 (konc.) = BaSO 4 ↓ + SO 2 + H 2 O
Natrijum sulfit Na 2 SO 3. Oxosol. Bijelo. Kada se zagrije na zraku, raspada se bez topljenja i topi se pod suvišnim pritiskom argona. Kada je mokar i u rastvoru, osetljiv je na atmosferski kiseonik. Vrlo je rastvorljiv u vodi i hidrolizira na anjonu. Razlaže se kiselinama. Tipičan reduktor.
Kvalitativna reakcija na SO 3 2‑ ion - formiranje bijelog taloga barij sulfita, koji se prenosi u otopinu s jakim kiselinama (HCl, HNO 3).
Koristi se kao reagens u analitičkoj hemiji, komponenta fotografskih rastvora i neutralizator hlora za izbeljivanje tkanina.
Jednačine najvažnijih reakcija:
Potvrda:
Na 2 CO 3 (konc.) + SO 2 = Na2SO3+CO2
Sumporna kiselina. Sulfati
Sumporna kiselina H 2 SO 4. Oksokiselina. Bezbojna tečnost, vrlo viskozna (uljana), vrlo higroskopna. Molekul ima iskrivljenu tetraedarsku strukturu (sp 3 -hibridizacija), sadrži kovalentne σ-veze S – OH i σπ-veze S=O. SO 4 2‑ jon ima pravilnu tetraedarsku strukturu. Ima širok raspon temperatura u tečnom stanju (~300 stepeni). Djelomično se raspada kada se zagrije iznad 296 °C. Destiluje se u obliku azeotropne smeše sa vodom (maseni udeo kiseline 98,3%, tačka ključanja 296–340 °C), a jačim zagrevanjem se potpuno raspada. Neograničeno se miješa s vodom (sa jakim exo‑efekat). Jaka kiselina u rastvoru, neutralizovana alkalijama i hidratom amonijaka. Pretvara metale u sulfate (sa viškom koncentrirane kiseline u normalnim uslovima nastaju rastvorljivi hidrosulfati), ali metali Be, Bi, Co, Fe, Mg i Nb pasiviziraju se u koncentrovanoj kiselini i ne reaguju sa njom. Reaguje sa bazičnim oksidima i hidroksidima, razgrađuje soli slabih kiselina. Slab oksidant u razblaženom rastvoru (zbog H I), jak oksidant u koncentrovanom rastvoru (zbog S VI). Dobro otapa SO 3 i reaguje sa njim (nastaje teška uljasta tečnost - oleum, sadrži H 2 S 2 O 7).
Kvalitativna reakcija na SO 4 2‑ jon – taloženje belog barijum sulfata BaSO 4 (talog se ne prenosi u rastvor hlorovodoničnom i azotnom kiselinom, za razliku od belog taloga BaSO 3).
Koristi se u proizvodnji sulfata i drugih sumpornih jedinjenja, mineralnih đubriva, eksploziva, boja i lekova, u organskoj sintezi, za „otvaranje“ (prva faza prerade) industrijski važnih ruda i minerala, u prečišćavanju nafte. proizvodi, u elektrolizi vode, kao elektrolit za olovne baterije. Toksičan, izaziva opekotine kože. Jednačine najvažnijih reakcija:
Potvrda V industrija:
a) sinteza SO 2 iz sumpornih, sulfidnih ruda, sumporovodikova i sulfatnih ruda:
S + O 2 (vazduh) = SO 2(280–360 °C)
4FeS 2 + 11O 2 (vazduh) = 8 SO 2+ 2Fe 2 O 3 (800 °C, pečenje)
2H 2 S + 3O 2 (g) = 2 SO 2+ 2H 2 O (250–300 °C)
CaSO 4 + C (koks) = CaO + SO 2+ CO (1300–1500 °C)
b) pretvaranje SO 2 u SO 3 u kontaktnom aparatu:
c) sinteza koncentrirane i bezvodne sumporne kiseline:
H 2 O (razm. H 2 SO 4) + SO 3 = H2SO4(konc., bezvodni)
(apsorpcija SO 3 čistom vodom za proizvodnju H 2 SO 4 ne vrši se zbog jakog zagrijavanja smjese i obrnutog razlaganja H 2 SO 4, vidi gore);
d) sinteza oleum– mješavina bezvodnog H 2 SO 4, disumporne kiseline H 2 S 2 O 7 i viška SO 3. Otopljeni SO 3 garantuje bezvodnost oleuma (kada voda uđe, odmah se formira H 2 SO 4), što omogućava da se bezbedno transportuje u čeličnim rezervoarima.
Natrijum sulfat Na 2 SO 4. Oxosol. Bijela, higroskopna. Topi se i ključa bez raspadanja. Formira kristalni hidrat (miner mirabilit), lako gubi vodu; tehnički naziv Glauberova so. Vrlo je rastvorljiv u vodi i ne hidrolizira. Reaguje sa H 2 SO 4 (konc.), SO 3 . Zagrijavanjem se reducira vodonikom i koksom. Ulazi u reakcije jonske izmjene.
Koristi se u proizvodnji stakla, celuloze i mineralnih boja, kao lijek. Sadrži u slanici slanih jezera, posebno u zalivu Kara-Bogaz-Gol Kaspijskog mora.
Jednačine najvažnijih reakcija:
Kalijum hidrogen sulfat KHSO 4. Kisela okso sol. Bijela, higroskopna, ali ne stvara kristalne hidrate. Kada se zagreje, topi se i raspada. Vrlo je rastvorljiv u vodi; anjon podleže disocijaciji u rastvoru; okruženje rastvora je jako kiselo. Neutralisan alkalijama.
Koristi se kao komponenta fluksa u metalurgiji, sastavni dio mineralnih đubriva.
Jednačine najvažnijih reakcija:
2KHSO 4 = K 2 SO 4 + H 2 SO 4 (do 240 °C)
2KHSO 4 = K 2 S 2 O 7 + H 2 O (320–340 °C)
KHSO 4 (razd.) + KOH (konc.) = K 2 SO 4 + H 2 O KHSO 4 + KCl = K 2 SO 4 + HCl (450–700 °C)
6KHSO 4 + M 2 O 3 = 2KM(SO 4) 2 + 2K 2 SO 4 + 3H 2 O (350–500 °C, M = Al, Cr)
Potvrda: tretman kalijum sulfata koncentrovanom (više od 60%) sumpornom kiselinom na hladnom:
K 2 SO 4 + H 2 SO 4 (konc.) = 2 KHSO 4
Kalcijum sulfat CaSO 4. Oxosol. Bijela, vrlo higroskopna, vatrostalna, raspada se zagrijavanjem. Prirodni CaSO 4 se javlja kao vrlo čest mineral gips CaSO 4 2H 2 O. Na 130 °C, gips gubi dio vode i pretvara se u spaljeni (gips) gips 2CaSO 4 H 2 O (tehnički naziv alabaster). Potpuno dehidrirani (200 °C) gips odgovara mineralu anhidrit CaSO4. Slabo rastvorljiv u vodi (0,206 g/100 g H 2 O na 20 °C), rastvorljivost opada pri zagrevanju. Reaguje sa H 2 SO 4 (konc.). Restaurirano koksom tokom fuzije. Određuje većinu „trajne“ tvrdoće slatke vode (pogledajte 9.2 za detalje).
Jednačine najvažnijih reakcija: 100–128 °C
Koristi se kao sirovina u proizvodnji SO 2, H 2 SO 4 i (NH 4) 2 SO 4, kao fluks u metalurgiji i kao punilo za papir. Vezivni malter napravljen od pregorelog gipsa brže „stvrdnjava“ od mešavine na bazi Ca(OH) 2 . Stvrdnjavanje se osigurava vezivanjem vode, stvaranjem gipsa u obliku kamene mase. Od spaljenog gipsa se izrađuju gipsani odljevi, arhitektonski i dekorativni oblici i proizvodi, pregradne ploče i paneli, te kameni podovi.
Aluminijum-kalijum sulfat KAl(SO 4) 2. Dvostruka okso sol. Bijela, higroskopna. Razlaže se pri jakom zagrevanju. Formira kristalni hidrat - kalijum alum. Umjereno rastvorljiv u vodi, hidrolizira se s katjonom aluminija. Reaguje sa alkalijama, amonijak hidratom.
Koristi se kao jedkalo za bojenje tkanina, sredstvo za štavljenje kože, koagulant za pročišćavanje slatke vode, komponenta sastava za kalibriranje papira, te vanjsko hemostatičko sredstvo u medicini i kozmetologiji. Nastaje zajedničkom kristalizacijom aluminijuma i kalijevog sulfata.
Jednačine najvažnijih reakcija:
Krom(III) sulfat - kalijum KCr(SO 4) 2. Dvostruka okso sol. Crvena (hidratna tamnoljubičasta, tehnički naziv hrom-kalijum stipsa). Kada se zagreje, raspada se bez topljenja. Vrlo je rastvorljiv u vodi (sivo-plava boja rastvora odgovara akva kompleksu 3+), hidrolizuje na katjonu hroma(III). Reaguje sa alkalijama, amonijak hidratom. Slabo oksidaciono i redukciono sredstvo. Ulazi u reakcije jonske izmjene.
Kvalitativne reakcije na ion Cr 3+ – redukcija u Cr 2+ ili oksidacija u žuti CrO 4 2‑.
Koristi se kao sredstvo za štavljenje kože, jedkalo za bojenje tkanina i reagens u fotografiji. Nastaje zajedničkom kristalizacijom hrom (III) i kalijum sulfata. Jednačine najvažnijih reakcija:
Mangan (II) sulfat MnSO 4 . Oxosol. Bijeli, topi se i raspada kada se zagrije. Kristalni hidrat MnSO 4 5H 2 O – crveno-ružičasta, tehnički naziv mangan sulfat. Dobro je rastvorljiv u vodi, svetloružičasta (gotovo bezbojna) boja rastvora odgovara akvakompleksu 2+; hidrolizira na katjonu. Reaguje sa alkalijama, amonijak hidratom. Slab redukcioni agens, reaguje sa tipičnim (jakim) oksidacionim agensima.
Kvalitativne reakcije na ion Mn 2+ – komutacija sa ionom MnO 4 i nestanak ljubičaste boje potonjeg, oksidacija Mn 2+ u MnO 4 i pojava ljubičaste boje.
Koristi se za proizvodnju Mn, MnO 2 i drugih jedinjenja mangana, kao mikrođubrivo i analitički reagens.
Jednačine najvažnijih reakcija:
Potvrda:
2MnO 2 + 2H 2 SO 4 (konc.) = 2 MnSO4+ O 2 + 2H 2 O (100 °C)
Gvožđe (II) sulfat FeSO 4 . Oxosol. Bijela (svijetlozeleni hidrat, tehnički naziv mastilo), higroskopna. Razlaže se kada se zagreje. Visoko je rastvorljiv u vodi i blago ga hidrolizira kation. U otopini se brzo oksidira atmosferskim kisikom (rastvor postaje žut i postaje mutan). Reaguje sa oksidirajućim kiselinama, alkalijama i amonijak hidratom. Tipičan reduktor.
Koristi se kao komponenta mineralnih boja, elektrolita u galvanizaciji, konzervansa za drvo, fungicida i lijeka protiv anemije. U laboratoriji se često uzima u obliku dvostruke soli Fe(NH 4) 2 (SO 4) 2 6H 2 O ( Mohrova so), otporniji na vazduh.
Jednačine najvažnijih reakcija:
Potvrda:
Fe + H 2 SO 4 (razrijeđen) = FeSO4+H2
FeCO 3 + H 2 SO 4 (razrijeđen) = FeSO4+ CO 2 + H 2 O
7.4. Nemetali VA‑grupa
Nitrogen. Amonijak
Nitrogen– element 2. perioda i VA grupe periodnog sistema, redni broj 7. Elektronska formula atoma [ 2 He]2s 2 2p 3, karakteristična oksidaciona stanja 0, ‑III, +III i +V, rjeđe +II , +IV i sl.; N v stanje se smatra relativno stabilnim.
Skala oksidacijskih stanja dušika:
Azot ima visoku elektronegativnost (3,07), treći iza F i O. Pokazuje tipična nemetalna (kisela) svojstva. Formira različite kiseline, soli i binarna jedinjenja koje sadrže kiseonik, kao i amonijum kation NH 4 + i njegove soli.
U prirodi - sedamnaesti po hemijskom obilju elementa (deveti među nemetalima). Vitalni element za sve organizme.
Azot N 2. Jednostavna supstanca. Sastoji se od nepolarnih molekula sa veoma stabilnom σππ-vezom N ≡ N, što objašnjava hemijsku inertnost azota u normalnim uslovima. Gas bez boje, ukusa i mirisa koji se kondenzuje u bezbojnu tečnost (za razliku od O2).
Glavna komponenta vazduha: 78,09% po zapremini, 75,52% po masi. Azot ključa iz tekućeg zraka prije kisika O2. Slabo rastvorljiv u vodi (15,4 ml/1 l H 2 O na 20 °C), rastvorljivost azota je manja od rastvorljivosti kiseonika.
Na sobnoj temperaturi N2 reaguje samo s litijumom (u vlažnoj atmosferi), formirajući litijum nitrid Li3N; nitridi drugih elemenata se sintetiziraju jakim zagrijavanjem:
N 2 + 3Mg = Mg 3 N 2 (800 °C)
U električnom pražnjenju, N2 reagira s fluorom i, u vrlo maloj mjeri, s kisikom:
Reverzibilna reakcija za proizvodnju amonijaka odvija se na 500 °C, pod pritiskom do 350 atm i uvijek u prisustvu katalizatora (Fe/F 2 O 3 /FeO, u laboratoriji Pt):
Prema Le Chatelierovom principu, povećanje prinosa amonijaka treba da se dogodi sa povećanjem pritiska i smanjenjem temperature. Međutim, brzina reakcije na niskim temperaturama je vrlo niska, pa se proces provodi na 450–500 °C, čime se postiže prinos amonijaka od 15%. Nereagirani N 2 i H 2 se vraćaju u reaktor i time povećavaju stepen reakcije.
Dušik je hemijski pasivan u odnosu na kiseline i baze i ne podržava sagorevanje.
Potvrda V industrija– frakciona destilacija tečnog vazduha ili uklanjanje kiseonika iz vazduha hemijskim putem, na primer, reakcijom 2C (koks) + O 2 = 2CO pri zagrevanju. U tim slučajevima se dobija azot koji sadrži i nečistoće plemenitih gasova (uglavnom argona).
IN laboratorije male količine kemijski čistog dušika mogu se dobiti reakcijom komutacije uz umjereno zagrijavanje:
N‑III H 4 N III O 2(t) = N 2 0 + 2H 2 O (60–70 °C)
NH 4 Cl (p) + KNO 2 (p) = N 2 0 + KCl + 2H 2 O (100 °C)
Koristi se za sintezu amonijaka, dušične kiseline i drugih proizvoda koji sadrže dušik, kao inertni medij za kemijske i metalurške procese i skladištenje zapaljivih tvari.
Amonijak NH3. Binarno jedinjenje, oksidaciono stanje azota je – III. Bezbojni plin sa oštrim karakterističnim mirisom. Molekul ima strukturu nepotpunog tetraedra [: N(H) 3)] (sp 3 -hibridizacija). Prisutnost donorskog para elektrona na sp 3 -hibridnoj orbitali dušika u molekuli NH 3 određuje karakterističnu reakciju dodavanja vodikovog kationa, što rezultira stvaranjem kationa. amonijum NH4+. Ukapljuje se pod viškom pritiska na sobnoj temperaturi. U tečnom stanju, povezan je vodoničnim vezama. Termički nestabilan. Visoko rastvorljiv u vodi (više od 700 l/1 l H 2 O na 20 °C); udio u zasićenom rastvoru je = 34% po masi i = 99% po zapremini, pH = 11,8.
Vrlo reaktivan, sklon reakcijama adicije. Cr reaguje u kiseoniku, reaguje sa kiselinama. Pokazuje redukujuća (zbog N-III) i oksidirajuća (zbog H I) svojstva. Suši se samo sa kalcijum oksidom.
Kvalitativne reakcije– stvaranje bijelog “dima” pri kontaktu sa gasovitom HCl, pocrnjenje papira navlaženog rastvorom Hg 2 (NO 3) 2.
Intermedijarni proizvod u sintezi HNO 3 i amonijum soli. Koristi se u proizvodnji sode, dušičnih đubriva, boja, eksploziva; tečni amonijak je rashladno sredstvo. Otrovno.
Jednačine najvažnijih reakcija:
Potvrda: V laboratorije– istiskivanje amonijaka iz amonijevih soli kada se zagrije sa soda vapnom (NaOH + CaO):
ili prokuhavanje vodenog rastvora amonijaka i zatim sušenje gasa.
IN industrija amonijak se sintetiše iz azota (vidi) sa vodonikom. Industrijski proizvodi u tekućem obliku ili u obliku koncentrirane vodene otopine pod tehničkim nazivom amonijačna voda.
Amonijak hidrat NH 3 H 2 O. Intermolekularna veza. Bijeli, u kristalnoj rešetki - molekuli NH 3 i H 2 O, povezani slabom vodikovom vezom H 3 N ... HON. Prisutan u vodenom rastvoru amonijaka, slaba baza (produkti disocijacije - NH 4 ‑ katjon i OH ‑ anion). Amonijum kation ima pravilnu tetraedarsku strukturu (sp 3 hibridizacija). Termički nestabilan, potpuno se raspada kada se otopina prokuha. Neutralisan jakim kiselinama. Pokazuje redukciona svojstva (zbog N III) u koncentrovanom rastvoru. Ulazi u reakcije jonske izmjene i kompleksiranja.
Kvalitativna reakcija– stvaranje bijelog “dima” pri kontaktu sa gasovitom HCl.
Koristi se za stvaranje blago alkalne sredine u rastvoru tokom taloženja amfoternih hidroksida.
1M rastvor amonijaka sadrži uglavnom NH 3 H 2 O hidrat i samo 0,4% NH 4 + i OH - jona (zbog disocijacije hidrata); Dakle, jonski “amonijum hidroksid NH 4 OH” praktično nije sadržan u rastvoru, a takvog spoja nema u čvrstom hidratu. Jednačine najvažnijih reakcija:
NH 3 H 2 O (konc.) = NH 3 + H 2 O (kupanje sa NaOH)
NH 3 H 2 O + HCl (razrijeđen) = NH 4 Cl + H 2 O
3(NH 3 H 2 O) (konc.) + CrCl 3 = Cr(OH) 3 ↓ + 3NH 4 Cl
8(NH 3 H 2 O) (konc.) + ZBr 2 (p) = N 2 + 6NH 4 Br + 8H 2 O (40–50 °C)
2(NH 3 H 2 O) (konc.) + 2KMnO 4 = N 2 + 2MnO 2 ↓ + 4H 2 O + 2KOH
4(NH 3 H 2 O) (konc.) + Ag2O= 2OH + 3H2O
4(NH 3 H 2 O) (konc.) + Cu(OH) 2 + (OH) 2 + 4H 2 O
6(NH 3 H 2 O) (konc.) + NiCl 2 = Cl 2 + 6H 2 O
Često se naziva i razrijeđena otopina amonijaka (3-10%) amonijak(ime su izmislili alhemičari), a koncentrirani rastvor (18,5–25%) - amonijačna voda(proizveden od strane industrije).
Povezane informacije.
Struktura i svojstva atoma. Atomi sumpora, poput atoma kiseonika i svih drugih elemenata glavne podgrupe grupe VI Periodnog sistema D.I. Mendeljejeva, sadrže šest elektrona na vanjskom energetskom nivou, od kojih su dva nesparena elektrona. Međutim, u poređenju sa atomima kiseonika, atomi sumpora imaju veći radijus i manju vrednost elektronegativnosti, pa pokazuju izraženija redukciona svojstva, formirajući spojeve sa oksidacionim stanjima +2, +4, +6.
U odnosu na manje elektronegativne elemente (vodik, metali), sumpor ispoljava oksidaciona svojstva i poprima oksidaciono stanje od -2.
Sumpor je jednostavna supstanca. Sumpor, kao i kisik, karakterizira alotropija. Postoje mnoge poznate modifikacije sumpora s cikličkom ili linearnom strukturom molekula različitog sastava.
Najstabilnija modifikacija je poznata kao rombični sumpor, koja se sastoji od S8 molekula (slika 116). Njegovi kristali imaju oblik oktaedara sa izrezanim uglovima. Limunasto žute su i prozirne, sa tačkom topljenja od 112,8 °C. Sve ostale modifikacije se pretvaraju u ovu modifikaciju na sobnoj temperaturi.
Rice. 116.
Model rombične molekule sumpora
Poznato je, na primjer, da se prilikom kristalizacije iz taline prvo dobije monoklinski sumpor (igličasti kristali, tačka topljenja 119,3°C), koji potom prelazi u ortorombni (Sl. 117). Kada se komadići sumpora zagreju u epruveti, on se topi, pretvarajući se u žutu tečnost. Na temperaturi od oko 160 °C tečni sumpor počinje da tamni i postaje toliko gust i viskozan da se ni ne izliva iz epruvete, već se daljim zagrijavanjem pretvara u vrlo pokretnu tečnost, ali zadržava istu tamno smeđu. boja. Ako ga sipate u hladnu vodu, stvrdne se u providnu gumenu masu. Ovo je plastični sumpor. Može se nabaviti i u obliku niti. Međutim, nakon nekoliko dana pretvara se i u rombični sumpor.
Rice. 117.
Interkonverzije alotropskih modifikacija sumpora
Sumpor se ne rastvara u vodi. Kristali sumpora tonu u vodi, ali prah pluta na površini vode, budući da se mali kristali sumpora ne vlaže vodom i drže ih na površini mali mjehurići zraka. Ovo je proces flotacije. Sumpor je slabo rastvorljiv u etil alkoholu i dietil eteru, a lako se otapa u ugljen-disulfidu.
U normalnim uslovima, sumpor reaguje sa svim alkalnim i zemnoalkalnim metalima, bakrom, živom, srebrom, na primer:
Ova reakcija je u osnovi uklanjanja i neutralizacije prosute žive, na primjer iz slomljenog termometra. Vidljive kapljice žive mogu se skupiti na listu papira ili na bakrenoj ploči. Živa koja uđe u pukotine mora biti prekrivena sumpornim prahom. Ovaj proces se naziva demerkurizacija.
Kada se zagreje, sumpor reaguje i sa drugim metalima (Zn, Al, Fe). Samo zlato ne stupa u interakciju s njim ni pod kojim okolnostima.
Sumpor također pokazuje oksidirajuća svojstva s vodikom, s kojim reagira kada se zagrije:
H 2 + S = H 2 S.
Od nemetala, samo azot i jod, kao i plemeniti gasovi, ne reaguju sa sumporom.
Sumpor gori plavkastim plamenom i nastaje sumporov oksid (IV):
S + O 2 = SO 2.
Ovo jedinjenje je opšte poznato kao sumpor dioksid.
Laboratorijski eksperiment br. 28
Sagorevanje sumpora u vazduhu i kiseoniku
U prirodi se sumpor javlja u tri oblika: nativni, sulfidni i sulfatni (Sl. 118, Tabela 8).
Rice. 118.
Sumpor u prirodi:
1 - prirodni sumpor; 2 - pirit; 3 - mešavina cinka; 4 - gips; 5 - Glauberova so
Tabela 8
Sumpor u prirodi
Sumpor je vitalni hemijski element. Dio je proteina - jedne od glavnih hemijskih komponenti ćelija svih živih organizama. Posebno mnogo sumpora ima u proteinima kose, rogova i vune. Osim toga, sumpor je sastavni dio biološki aktivnih tvari u tijelu: vitamina i hormona (na primjer, inzulina).
Sumpor je uključen u redoks procese u tijelu. Sa nedostatkom sumpora u organizmu dolazi do krhkosti i lomljivosti kostiju i gubitka kose.
Mahunarke (grašak, sočivo), zobene pahuljice i jaja su bogate sumporom.
Primjena sumpora. Sumpor je poznat ljudima od davnina. Ime je dobio od sanskritske riječi sira, što znači "svijetlo žuta". Sumpor se koristio u starom Egiptu već dvije hiljade godina prije nove ere za pripremu boja, izbjeljivanje tkanina i izradu kozmetike. U starom Rimu sumpor se koristio za liječenje kožnih bolesti, a u staroj Grčkoj spaljivan je za dezinfekciju stvari i zraka u zatvorenom prostoru.
U srednjem vijeku, među alhemičarima, sumpor je bio izraz jednog od "temeljnih principa prirode" i obavezna komponenta "kamena filozofa".
Ako ste pročitali čuveni roman A. Dumasa „Grof Monte Cristo“, moći ćete da navedete područja primjene sumpora koja su poznata od davnina. Junak romana, opat Faria, pretvarao se da ima kožnu bolest, a da bi je liječio dobio je sumpor, koji je preduzimljivi opat koristio za pravljenje baruta.
Sumpor se koristi u proizvodnji šibica i papira, gume i boja, eksploziva i lijekova, kozmetike. U poljoprivredi se koristi za suzbijanje uzročnika gljivičnih i bakterijskih bolesti, te biljnih štetočina (sl. 119).
Rice. 119.
Primjena sumpora:
1 - proizvodnja masti; 2 - proizvodnja šibica; 3 - proizvodnja eksploziva; 4 - proizvodnja sumporne kiseline; 5 - industrija celuloze i papira; 6 - u poljoprivredi za dezinfekciju prostorija; 7 - dobijanje gume
Međutim, glavni potrošač sumpora je hemijska industrija. Otprilike polovina svjetskog sumpora koristi se za proizvodnju sumporne kiseline.
Nove riječi i koncepti
- Struktura atoma sumpora i oksidaciono stanje sumpora.
- Alotropija sumpora: ortorombni, monoklinski i plastični sumpor.
- Hemijska svojstva sumpora: interakcija sa metalima, kiseonikom, vodonikom. Demerkurizacija.
- Sumpor u prirodi: nativni, sulfidni i sulfatni sumpor.
- Biološki značaj sumpora.
- Primjena sumpora.
