16 sulf
Istoria descoperirii:
Deoarece sulf se găsește în natură în stare nativă, a fost cunoscut de om în cele mai vechi timpuri. O atenție deosebită este acordată de sulf alchimiști. Mulți dintre ei erau deja cunoscute de acid sulfuric. Vasiliy Valentin în secolul al XV-lea. o descriere detaliată a pregătirii sale (încălzirea sulfat feros). Acid sulfuric Metoda Factory a fost pregătit pentru prima dată în Anglia în mijlocul secolului al XVIII-lea.
Fiind în natură, obținerea:
În natură, a constatat adesea depozite semnificative de sulf (mai ales lângă vulcani). Cele mai frecvente sulfurile: pirita (pirita) FeS2. calcopirita CuFeS2. PbS Galena și blenda zinc ZnS. Cel mai des sulf constatat ca sulfat, cum ar fi sulfatul de calciu (gips și anhidrit), sulfat de magneziu (sare amară și kieserit), sulfat de bariu (baritină), sulfat de stronțiu (celestite), sulfat de sodiu (sare Glauber).
Noțiuni de bază. 1. Outmelting pucioasă din depozite naturale, cum ar fi cu abur, și purificarea prin distilarea sulfului brut.
2. Izolarea sulfului în timpul desulfurarea produselor de gazificare a cărbunelui (apă, aer și gaze de iluminat), de exemplu sub acțiunea catalizatorului aer și cărbune activ: 2H2 S + O2 = 2H2O + 2S
3. Izolarea sulfului în timpul arderii incomplete a hidrogenului sulfurat (. Vezi ecuația de mai sus), Prin acidularea o soluție de tiosulfat de sodiu: Na2 S2 O3 + 2HCI = 2NaCI + SO2 + H2O + S
și distilativă soluție de polisulfură de amoniu: (NH4) 2 S5 = (NH4) 2 S + 4S
Proprietăți fizice:
Sulf - un solid friabil solid galben. În apă, practic insolubilă, dar solubilă în sulfură de carbon, anilină și alți solvenți. efectuarea de căldură și energie electrică slab. Formele de sulf mai multe modificări alotropice.
.
La 444,6 ° C sulf fierbere pentru a forma o pereche de culoare maro închis.
Proprietăți chimice:
Un atom de sulf, având nivelul de energie exterioară neterminată, doi electroni se pot atașa și să fie starea de oxidare -2. În recul, sau trăgând electron la un atom grad element de mai electronegative oxidării sulfului poate fi +2, +4 și +6.
Sulf atunci când este ars în aer sau oxigen se formează oxid de sulf (IV) oxid de SO2 și parțial sulf (VI) SO3. Când încălzirea este conectat direct cu hidrogen, halogen (altele decât cele de iod), fosfor, carbon, și, de asemenea, cu toate metalele, cu excepția aur, platină și iridiu. De exemplu:
S + H2 = H2 S; 3S + 2P = P2 S3; S + CI2 = SCI2; 2S + C = CS2; S + Fe = FeS
După cum rezultă din exemple, în reacțiile cu metale si unele nemetale este un sulf agent de oxidare, în reacțiile cu nemetale mai active, cum ar fi oxigenul, clorul, - cu un agent reducător.
În ceea ce privește acizi și baze.
.
Cele mai importante conexiuni:
Dioxid de sulf. SO2 - gaz grele incolor, cu un miros înțepător, foarte puțin solubil în apă. Soluția SO2 este oxidat.
acid sulfuros. H2 SO3. acidul dibazic, sărurile menționate la sulfiti. acid sulfuros și sărurile sale sunt puternic agenți de reducere.
trioxid de sulf. SO3. lichid incolor, puternic absorbi umezeala pentru a forma acid sulfuric. Ea posedă proprietăți acide oxizi.
Acid sulfuric. H2 SO4. diacidului foarte puternic deja la diluție moderat disociază aproape complet în ioni. Acidul sulfuric este nevolatilă și dislocă mulți alți acizi din sărurile lor. formează săruri numite sulfați, hidrati cristaline - vitriol. (De exemplu, CuSO4 * 5H2 O Bluestone, formează cristale de culoare albastră).
Hidrogen sulfurat. H2 S: gaz incolor, cu miros de ouă stricate, p.f. = - 61 ° C. Unul dintre cei mai slabi acizi. Sare - sulfurilor
.
.
.
Aplicație:
Sulful este utilizat pe scară largă în industrie și agricultură. Aproximativ jumătate din producția sa este consumată pentru a produce acid sulfuric. Utilizați sulf-vulcanizarea cauciucului. Sub formă de floare de sulf (pulbere fină) sulf utilizate pentru combaterea bolilor de vie și bumbac. Este folosit pentru a obține pulbere, chibrituri, compuși luminoase. Medicamentul este preparat unguent de sulf pentru tratamentul bolilor de piele.
EA Myakisheva
HF TSU, 561 gr.
surse:
1. Chimia: dreapta. Ed. / B. Schroeter. - M. Chemistry 1989.
2. G.Remi "Curs de chimie anorganică" - M. Chimie 1972.