Розділ І

ЗАГАЛЬНІ ВІДОМОСТІ ПРО ЕЛЕМЕНТИ - НЕМЕТАЛИ ТА ЇХНІ СПОЛУКИ

ОКСИГЕН І СУЛЬФУР

§ 1. ЗАГАЛЬНА ХАРАКТЕРИСТИКА ОКСИГЕНУ І СУЛЬФУРУ

Історичні відомості. Про історію відкриття кисню, моле­кули якого складаються з елемента Оксигену, ви довідалися ще у 8 класі. Тепер ознайомтеся з деякими історичними відомостями про сірку, що складається з елемента Сульфуру.

Сірка відома людині з давніх-давен. Легендарний дав­ньогрецький поет Гомер, який жив між XII і VIII ст. до н. е. і вважається автором епічних поем «Іліада» і «Одіссея», зазначає, що сірка застосовувалась для куріння під час релі­гійних обрядів. Вона входила до складу славнозвісного в історії стародавнього світу грецького вогню. Секретом його виготовлення володіли грецькі царі протягом чотирьох віків. У 941 р. під стінами Царграду було знищено флот київсько­го князя Ігоря. Літописець, розповідаючи про цю подію, за­значає, що греки пускали вогонь, ніби блискавку на небі, яка спалювала воїнів Ігоря, через що вони не змогли подо­лати греків. Про найдавніше знайомство людини з сіркою свідчить і походження її назви (від санскритського¹ слова «сіра», що означає світло-жовтий).

Оксиген і Сульфур — елементи VI групи періодичної си­стеми, входять до складу головної підгрупи.

Електронна будова. Що ж видно з електронних формул Оксигену 1s²2s²2p⁴

і Сульфуру 1s²2s²2p⁶3s²3p⁴, які ви щойно записали?

В

s

p

они показують, що в атомах Оксигену і Сульфуру на зовнішньому електронному шарі міститься по 6 електронів (див. підкреслене в електронних формулах) —пs²пр⁴. В ато­мах Оксигену ці 6 зовнішніх електронів розміщуються на орбіталях двох типів —s і р (одна s- і три p-орбіталі):









8O n=2

За рахунок двох неспарених p-електронів атом Оксигену, як правило, утворює два ковалентні зв'язки. При цьому він проявляє ступінь окиснення -2, наприклад Н₂О^-2, Fe₂O^-2_3p, H₂So₄^-2.

У сполуках з найбільш електронегативним елементом — Флуором Оксиген виявляє позитивний ступінь окиснення, наприклад у фториді оксигену O⁺²F₂^-1

Існують сполуки, що містять зв'язок Оксиген—Оксиген (О—О), наприклад пероксид гідрогену Н₂⁺¹O₂^-1 або пероксид барію Ва⁺²O₂^-1. Ступінь окиснення Оксигену в таких сполуках дорівнює, як вважається, -1.

На відміну від Оксигену, який міститься у другому періоді періодичної системи і електрони в його атомах розміщені на двох електронних шарах (а електрони другого шару—на s- і p-орбіталях), Сульфур міститься у третьому періоді. Це означає, що електрони в атомах Сульфуру розміщені на трьох електронних шарах, а електрони третьо­го шару можуть розміщуватись на s-, р- і d-орбіталях (якщо атом перебуває у збудженому стані).

Отже, на відміну від атома Оксигену атом Сульфуру (ізольований, хімічно не зв'язаний) на зовнішньому елек­тронному шарі має вільні орбіталі, на які можуть переходи­ти електрони під час збудження атома, коли із затратою деякої енергії відбувається розпаровування електронних пар для утворення хімічних зв'язків з іншими атомами.

Т

s

аким чином, в атомі Сульфуру електрони на зовніш­ньому електронному шарі можуть розміщуватися так:

s

p

d

₁









p

6S n=3 hjосновний стан атома

₁











збуджені

стани

атома

6S n=3

















₁



6S n=3

Атом Сульфуру, в якому є 2, 4 або 6 неспарених електро­нів, може виявляти у сполуках ступінь окиснення -2, +4, +6.

Наприклад: H₂S^-2; S⁺⁴O₂; S⁺⁶O₃; H₂S⁺⁶O₄; Na₂S⁺⁶O₄.

Атом Сульфуру порівняно з атомом Оксигену має більший радіус (чому?) і виявляє меншу елекгронегативність.

§ 2. ПОНЯТТЯ ПРО АЛОТРОПІЮ. ОЗОН

Хімічні елементи у вільному стані існують у формі простих речовин. Так, елемент Оксиген утворює дві прості речовини — кисень О₂ та озон О₃.

Озон. Якщо на кисень подіяти електричним розрядом, то з'являється характерний запах свіжості —утворюється газуватий озон:

3

O₂ 2O₃ ; ΔH =283,6 кДж.

Кисень поглинає енергію і перетворюється на озон, а озон самовільно розкладається, утворюючи кисень.

Обидві прості речовини —кисень O₂ і озон О₃ —утво­рені одним і тим самим хімічним елементом — Оксигеном, а властивості у них різні (табл. 1).

Явище існування хімічного елемента у вигля­ді двох або кількох простих речовин, різних за властивостями і будовою, називається алотро­пією, а самі прості речовини- алотропними формами (модифікаціями).

Отже, кисень O₂ і озон О₃ —алотропні форми елемента Оксигену.

Порівняння властивостей кисню O₂ і озонe О₃ засвід­чує, що окисна активність озону вища, ніж кисню. Наприк­лад, вже за звичайних умов він окиснює багато які малоак­тивні прості речовини (срібло, ртуть тощо):

8Ag+2O₃=4Ag₂O+O₂ 

Таблиця 1. Властивості кисню й озону

Властивості простих речовин	Прості речовини
	Кисень	озон
Агрегатний стан за звичайних умов	Газ	Газ
Колір	Безбарвний	Синій
Запах	Без запаху	Різкий, своєрідний
Розчинність (у 100 об’ємах Н2О при 200С)	3 об’єми	49 об’ємів
Густина газу за н.у.	1,43 г/л	2,14 г/л
Температура кипіння	-1930С	-1120С
Температура плавлення	-2190С	-1920С

Фізіологічна дія	Неотруйний	Дуже отруйний
Хімічні властивості	Окисник	Дуже сильний окисник
Реакційна здатність	Висока	Жуже висока

Підвищена окисна здатність озону (порівняно з киснем) пояснюється низькою енергією відриву атома Оксигену від молекули озону О_з, і в реакціях окиснення беруть участь саме ці атоми Оксигену.

Застосування озону зумовлене його винятковими окис­ними властивостями. Озон використовується для озонуван­ня питної води, що значно ефективніше, ніж хлорування; для знешкодження промислових стічних вод; вибілювання тканин, мінеральних масел; як дезінфікуючий засіб у меди­цині; як окисник ракетного палива.

Зверніть увагу на фізіологічну дію озону: він отруйний для людини, тварин і рослин. Невеликі концентрації озону в повітрі створюють відчуття свіжості, але вдихання повітря навіть із зовсім малою концентрацією озону викликає по­дразнення дихальних шляхів, кашель, блювоту, запаморо­чення, стомленість.

Проте озон може бути не лише шкідливим, а й корис­ним.

Роль озону в збереженні життя на Землі. Біля поверхні Землі озону мало. Його концентрація у повітрі коливається (вночі менша, вдень більша). Влітку і навесні його в повітрі у 3,5 раза більше, ніж узимку і восени. Над полярними частинами Землі вміст озону в повітрі вищий, ніж над еква­тором, в атмосфері міст —вищий, ніж у сільській місцевос­ті. З віддаленням від поверхні Землі концентрація озону збільшується і досягає максимуму на висоті 20—25 км. Там утворюється так званий озоновий шар.

Озоновий шар відіграє значну роль у збереженні життя на нашій планеті. Він затримує найбільш згубну для люди­ни, тварин і рослин частину ультрафіолетової радіації Сон­ця, яка спричинює онкологічні (ракові) захворювання шкі­ри. Окрім того, озоновий шар разом з вуглекислим газом СО₂, поглинає інфрачервоне випромінювання² Землі і тим самим запобігає її охолодженню. Так озоновий шар забез­печує збереження життя на Землі.

Виникає запитання, звідки ж береться озон в атмосфері і як саме він захищає нас.

Озон утворюється у верхніх шарах атмосфери внаслідок поглинання киснем ультрафіолетового випромінювання Сонця:

O₂ + hv  O + O

O + O₂  O₃

Крім того, поглинаючи променисту енергію Сонця (фотони), молекули кисню переходять у збуджений стан (помічено зірочкою) і під час дальшої взаємодії зі звичай­ним киснем також утворюють озон:

O₂ + hv  O₂

O₂ + O₂  O₃ + O

O + O₂  O₃

Озон, що утворився, огортає Землю з усіх боків. Але мо­лекули озону існують недовго. Відбувається зворотна реакція фотохімічного розкладу³ озону, яка, власне, являє со­бою поглинання озоном фотонів:

O₃ + hv  O₂ +O

Отже, в атмосфері існує цикл озону—збалансоване утворення і розклад його. Результатом існування цього циклу є перетворення ультрафіолетового випромінювання Сонця на теплову енергію. Але для нас головна «заслуга» озону полягає в тому, що він, «жертвуючи собою», поглинає ультрафіолетове випромінювання і тим самим не допускає високоенергетичні фотони Сонця до Землі.

Озоновий шар не є стабільним. Він може самовільно то збільшуватись, то зменшуватись над певною місцевістю по кілька разів на рік. Під впливом природних факторів (фото­хімічного розкладу, виверження вулканів, значного перемі­щення великих повітряних мас), а більшою мірою під впли­вом забруднення навколишнього середовища він зазнає руйнування, внаслідок чого утворюються так звані «озонові дірки», які збільшують ультрафіолетове навантаження на все живе на Землі.

Причиною техногенного⁴ руйнування озонового шару є забруднення атмосфери оксидами нітрогену, наявність яких у 20 разів збільшує токсичність озону. Так, масове викидан­ня в атмосферу вихлопних газів реактивних літаків, що містять оксиди нітрогену, руйнує озоновий шар. Окрім того, використання хлоро- і флуоровмісних речовин (фрео­нів) у холодильних машинах також спричинює руйнування озонового шару. Адже фреони, якщо потрапляють в атмос­феру, реагують лише з озоном, бо відносно інших речовин вони інертні. Внаслідок цього над місцевістю може утвори­тися «озонова дірка».

Над Україною (окрім південної частини) загальний вміст озону за останні 20 років зменшився на 6 %, і утворилася аномальна⁵ зона. Вам про це слід пам'ятати! Особливо небезпечна «озонова дірка» влітку. У цей період дуже потер­пають очі, тому треба користуватися сонцезахисними окулярами. Варто утримуватися і від загару, щоб не зашкодити шкірі.

Алотропія кисню й озону зумовлена різною кількістю атомів Оксигену в молекулах речовин —О₂ і О₃.

Проте буває й інша причина алотропії —різна структура кристалів. З таким типом алотропії ви ознайомитеся на прикладі сірки.

С

ірка за звичайних умов — крихка кристалічна речовина жовтого кольору. Погано проводить теплоту і не проводить електричного струму. У воді не розчиняється, краще розчи­няється в деяких розчинниках (у сірковуглеці СS_2, бензині, ефірі та ін.).

Мал.1 Форма молекул сірки

І в розчинах, і в кристалах сірка складається з циклічних молекул S₈, які формою нагадують корону. (мал. 1). Але в кристалах ці молекули можуть бути упаковані по-різному.

Я

кщо молекули розташо­вані щільно, утворюється алотропна форма ромбічна сірка. Менш щільне упакування молекул спричинює виникнення іншої алотропної форми —моноклінної сірки (мал. 2).

Різна будова кристалів ромбічної і моноклінної сірки зумовлює різні їхні фізичні властивості. Деякі з них наводяться у таблиці 2.

а б

Мал.2 Кристалічні форми сірки:

б) ромбічна; б) - моноклінна

Якщо сірку розплавити і швидко охолодити, утворюється ще одна алотропна форма: пластична сірка — коричнева гумоподібна маса. Їй можна надати будь-якої форми, навіть розтягнути в нитку. Ця властивість пластичної сірки пояснюється : тим, що вона не містить молекул S₈, а складається з довгих ланцюжків атомів Сульфуру. Ці ланцюжки безладно пере­плутані між собою. Під час розтягування вони розпрямля­ються, а якщо відпустити — знову скручуються. Цим пояс­нюється еластичність даної форми. Але пластична сірка дуже нестійка, швидко загусає, твердне, стає крихкою і пе­ретворюється на ромбічну.

Отже, у сірки є дві основні алотропні форми: ромбічна і моноклінна. Обидві вони складаються з молекул S₈, а різняться кристалічною будовою.

Таблиця 2. Властивості ромбічної і монокдінної сірки

Властивості простих Речовин	Сірка
	ромбічна	Моноклінна
Колір	Лимонно-жовтий	Блідо-жовтий, майже безбарвний
Густина	2,07 г/см3	1,96 г/см3
Температура плавлення	112,8 °С	119,3 °С

У природі зустрічаються найбільш стійкі алотропні форми. Так, до складу земної атмосфери входить кисень, бо його молекули стійкіші, ніж молекули озону.

Лабораторна робота 1

Ознайомлення із зразками сірки та її природних сполук

Розгляньте видані вам зразки сірки та її природних сполук. Для кожного з них запишіть у зошит: 1) назву, 2) хімічну формулу, 3) агрегатний стан, 4) колір,

5) твердість.

Ви довідались, що в природі дуже поширені сполуки Сульфуру з різними металами. Багато з них є цінними ру­дами: РbS — свинцевий блиск, ZnS — цинкова обманка, Сu₂S — мідний блиск, FeS₂ — залізний колчедан, або пірит. Поширені в природі й інші мінерали Сульфуру, в основно­му сульфати кальцію і магнію. Поклади сполук Сульфуру є в Україні (Львівська область), Туркменістані, Італії, Японії, США та ін.

§ 3. ХІМІЧНІ ВЛАСТИВОСТІ КИСНЮ І СІРКИ

Ви вже знаєте, що кисень — дуже реакційноздатна речо­вина. Він реагує з багатьма металами, неметалами багатьма складними речовинами, виявляючи властивості сильного окисника.

Хімічна активність сірки також доволі висока. При нагріванні вона реагує майже з усіма елементами (у формі простих речовин) і з багатьма складними речовинами, вияв­ляючи при цьому властивості як окисника, так і відновника (порівняйте з киснем), бо для неї характерні як позитивні ступені окиснення (+4, +6), так і негативний (-2).

1. Взаємодія з металами. Сірка як типовий неметал взає­модіє з багатьма металами (окрім золота), утворюючи суль­фіди. Так, якщо всипати порошок міді у розплавлену сірку (мал. 3), то відбувається реакція з утворенням чорного суль­фіду купруму (І) і виділенням великої кількості теплоти:

2Сu + S = Сu₂S

Після початку реакції спиртівку відставляють.

2. Взаємодія з неметалами. Сірка безпосередньо взаємодіє з усіма неметалами (окрім йоду й азоту). Реакції відбуваються при нагріванні:

S + O₂ = SO₂ 

H

₂ + S = H₂S 

Застосування. Найбільша маса сірки і природних суль­фідів витрачається на виробництво сульфатної кислоти. Сірка використовується і в інших галузях хімічної про­мисловості: для добування сульфітів Nа₂SO₃ і Са(НS0₃)₂ для легкої

промисловості, сульфідів Nа₂S, СаS,

Мал. 3. Взаємодія міді і сірки ВаS для шкіряного виробництва, виготовлення люмінофорів (речовин, здатних світитися). Сірку застосовують у виробництві барвників, гуми, чорного поро­ху, сірників, ліків, використовують її і в сільському госпо­дарстві для боротьби із шкідниками.

§ 4. ОКСИДИ СУЛЬФУРУ

Сульфур утворює два кислотні оксиди: оксид сульфуру (IV) SO₂ і оксид сульфуру(VІ) SO₃. Різний кількісний склад молекул (і різна їхня будова) зумовлюють відмінні властивості цих речовин.

Оксид сульфуру (ІV) SO₂ (діоксид сульфуру, сірчистий газ) —це безбарвний важкий газ (у 2,2 раза важчий за повітря), з різким запахом, що викликає кашель. Негорю­чий. Дуже легко розчиняється у воді ( в 1л води при 20 °С розчиняється 43 л SO₂ ). Поряд з «фізичним» розчиненням одночасно відбувається хімічна взаємодія Невеликої частини молекул оксиду сульфуру (ІV) SO₂ з водою, внаслідок чого утворюється сульфітна кислота:

S

O₂ + H₂O Н₂SO₃

Сульфітна кислота Н₂SO₃ —дуже нетривка сполука. Існує тільки у водних розчинах. За спроб виділити її роз­кладається на оксид сульфуру (ІV) і воду. Легко поглинає з повітря кисень і повільно окиснюється у сульфатну кислоту:

2H₂SO₃ + O₂ = 2H₂SO₄

Сульфітна кислота Н₂SO₃ двохосновна. Належить до кислот середньої сили. У водному розчині дисоціює ступін­часте, в основному за першим ступенем:

І

ступінь Н₂SO₃ H⁺ + HSO^-₃

гідросульфіт-іон

ІІ ступінь НSO^-₃ H⁺ + HSO^2-₃

сульфіт-іон

За другим ступенем дисоціація відбувається незначною мірою.

Як двохосновна сульфітна кислота Н₂SO₃ може утворю­вати два ряди солей:

а) середні солі —сульфіти і б) кислі солі — гідросульфіти (продукти неповного заміщення Гід­рогену кислоти на метал).

Якщо в розчин їдкого натру NаОН пропускати сірчистий газ SO₂, то залежно від співвідношення речовин, що реа­гують, утвориться або середня, або кисла сіль:

NаОН + SО₂ = NаНSO₃

1 моль 1 моль гідросульфіт натрію

2NаОН + SO₂ = Nа₂SO₃ +H2O

2 моль 1 моль сульфіт натрію

Це слід брати до уваги під час виконання дослідів та розв'язування задач.

Усі сульфіти—нерозчинні солі, за винятком сульфітів лужних металів і амонію.

Добування. Оксид сульфуру (IV) добувають спалюванням сірки, а також як побічний продукт випалювання сульфідних руд кольорових металів, наприклад:

S + O₂ = SO₂ 

2PbS + 3O₂ = 2PbO + 2SO₂

У лабораторних умовах оксид сульфуру (IV) добувають дією кислот на сульфіти. При цьому замість нетривкої суль­фітної кислоти виділяється оксид сульфуру (ІV):

N

a₂SO₃ + H₂SO₄ = Na₂SO₄ + H₂SO₃

H₂O SO₂

Застосування. Найважливіша галузь застосування оксиду сульфуру (ІV) SO₂ - це виробництво сульфатної кислоти H₂SO₄. Його використовують також у виробництві сульфітів і гідросульфітів. Сірчистий газ SO₂ здатний знищувати мікроорганізми і шкідників сільськогосподарських культур, тому його використовують для обкурювання овочесховищ і з метою перевезення ягід і фруктів. Сірчистий газ знебарв­лює багато природних фарб, тому з його допомогою вибі­люють солому, шовк, вовну та інші матеріали. Застосовують його також для консервування фруктів і ягід та як дезінфікувальний засіб (для знищення плісені у підвалах, льохах, винних бочках, бродильних чанах).

Фізіологічна дія. Оксид сульфуру (IV) SO₂ токсичний. Невелика концентрація його у повітрі викликає подразнен­ня слизових оболонок дихальних органів і очей. Тривала дія навіть малих концентрацій оксиду сульфуру (IV) призводить до виникнення у людини бронхіту, гастриту та інших хво­роб, у тому числі, можливо, й раку легенів. Оксид сульфуру (ІV) SO₂ вважається найнебезпечнішим для здоров'я лю­дини, оскільки викликає загальне ослаблення організму і у поєднанні з іншими забрудниками спричинює скорочення середньої тривалості життя.

Вплив на навколишнє середовище. Діоксид сульфуру SO₂ один з основних забрудників повітря, він отруює навко­лишнє середовище.

Звідки ж береться діоксид сульфуру SO₂ у повітрі?

Природним джерелом SO₂ є окиснення сірководню Н₂S атмосферним киснем й озоном:

2H₂S + 3O₂ = 2SO₂ + 2H₂O

H₂S + O₃ = SO₂ + H₂O

Основними антропогенними джерелами діоксиду сульфуру SO₂ є спалювання палива, виплавляння металів (димові гази), робота автомобільного транспорту (вихлопні гази).

Діоксид сульфуру SO₂, потрапляючи у повітря, викликає утворення «кислотних дощів», шкідливих для усього живого.

Як же утворюються «кислотні дощі»?

В атмосфері діоксид сульфуру SO₂ під впливом незнач­них кількостей розпорошених металів та їхніх солей (в основному Fе і Мn) окиснюється до триоксиду сульфуру SO₃:

2

SO₂ + O₂ 2SO₃ ,

який взаємодіє з краплинами вологи, утворюючи сторонню для повітря речовину —сульфатну кислоту:

SO₃ + H₂O = H₂SO₄

Аналогічним чином роблять свій «внесок» у появу «кислотних дощів» й оксиди нітрогену:

2NO + O2 = 2NO2

2NO₂ + H₂O = HNO₃ + HNO₂

Кислотні опади (дощ, град, сніг тощо) негативно впливають на водні екосистеми, на ріст дерев та сільсько­господарських культур. Вплив кислотних опадів на живі організми, у тому числі на людину, ще недостатньо вивче­ний. Проте відомо, що в умовах забруднення атмосфери (димовими газами, що утворюються у процесі спалювання палива, або відхідними газами переробки сульфуровмісної сировини чи викидами металургійних підприємств) не слід ходити під дощем з непокритою головою (це може стати причиною випадання волосся).

Оксид сульфуру (VІ) SO₃ (триоксид сульфуру) — безбар­вна рідина, яка за температури, нижчої від 17 °С, криста­лізується, перетворюючись на довгі шовковисті кристали. Дуже летка речовина, сильний окисник. Токсичний, уражує

слизові оболонки й дихальні шляхи, викликає тяжкі опіки шкіри, енергійно руйнує органічні сполуки. Зберігають його у запаяних скляних посудинах.

Оксид сульфуру(VІ) на повітрі димить, бурхливо взаємо­діє з водою з виділенням великої кількості теплоти, утво­рюючи сульфатну кислоту:

SO₃ + H₂O = H₂SO₄

Він може навіть вбирати вологу з повітря, утворюючи білий туман, що складається з найдрібніших краплинок сульфатної кислоти.

Оксид сульфуру (VІ) розчиняється у концентрованій сульфатній кислоті Н₂SO₄, і цей розчин називається олеу­мом.

Добувають оксид сульфуру (VІ) у результаті окиснення SO₂ киснем повітря (напишіть рівняння реакції).

За звичайних умов ця реакція відбувається дуже повіль­но. Значно швидше і легше вона відбувається за температу­ри

450—600 °С і за наявності каталізатора оксиду ванадію (V) V₂O₅.

Застосовується оксид сульфуру (VІ) SO₃ у виробництві сульфатної кислоти H₂SO₄. У лабораторній практиці він використовується як водовбирний засіб.

§ 5. РОЗВ'ЯЗУВАННЯ ЗАДАЧ НА НАДЛИШОК

Ви знаєте, що речовини взаємодіють у певних співвідно­шеннях. Але часто одна з вихідних речовин береться у над­лишку, щоб забезпечити повнішу взаємодію іншої речови­ни. Реакція між речовинами відбувається доти, доки повні­стю прореагує одна з них, а надлишок іншої речовини зали­шається. Він участі в реакції не бере. Тому, розв'язуючи задачі цього типу, потрібно:

1) з'ясувати насамперед, яка саме з вихідних речовин узята у надлишку, бо надлишок не реагуватиме;

2) дальші обчислення робити за тією речовиною, яка прореагувала повністю.

Зверніть увагу, що пвд час розв'язування задач можливі різні варіанти.

Для прикладу розглянемо розв'язування конкретних задач.

Задача 1. До розчину, який містить 1,42 г сульфату натрію, долили розчин, що містить 2,8 г нітрату барію. Утворений осад відфільтрували. Які речовини містяться у фільтраті?

Дано: m (Na₂SO₄) =1,42 г

m (Ba(NO₃)₂) = 2,8 г

Речовини у фільтраті = ?

Відповідь: у фільтраті містяться нітрат натрію NаNОз і надлишок нітрату барію Ва(NO₃)₂ .

Задача 2. У розчин, що містить їдкий натр масою 20 г, пропустили оксид сульфуру (IV) об'ємом 15 л (н.у.). Визна­чте масу солі, яка утворилась внаслідок реакції.

Ознакою того, що дана задача на надлишок, є зазначен­ня в її умові даних обох речовин, що взаємодіють між собою. Тож потрібно спочатку з'ясувати, яка речовина узята у надлишку. Для цього слід скласти рівняння реакції. Але як це зробити, якщо ми не знаємо, яка сіль утворилась? Адже може бути або середня, або кисла сіль. Якщо надли­шок їдкого натру, то утворюється середня сіль, а якщо надлишок оксиду сульфуру (ІV), то—кисла сіль (чому? Обґрунтуйте).

Припускаємо, що утворилася середня сіль, тоді...

Перший спосіб

1) Яка з вихідних речовин у надлишку, якщо утворюєть­ся середня сіль?

2NaOH + SO₂ = Na₂So₄ + H₂O

______________________ ____________________________

v = 2 моль v = 1 моль

M = 40 г/моль V_m = 22,4 л/моль

m = 40  2 = 80 г V = 22,4 л

Дізнаємось, яку кількість речовини становлять 20 г NаОН:

V(NaOH) = = 0,25 моль

З'ясовуємо мольне співвідношення речовин, які взаємо­діють. З рівняння реакції видно, що

v(NaOH): v(SO₂)= 2:1,

тобто кількість речовини SO₂ вдвічі менша, отже, якщо взаємодіє 0,25 моль NаОН, то SO₂ — вдвічі менше, а саме 0,125 моль:

2:1 = 0,25:0,125.

Обчислюємо, яку кількість речовини становлять 15 л SO₂:

V(NaOH) = = 0,25 моль

0,67 > 0,125, отже, SO₂ у надлишку.

А ми вже знаємо, якщо SO₂ у надлишку, то утворюється кисла сіль (чому?). Складаємо інше рівняння реакції і за ним перевіряємо, чи справді сіль кисла, й обчислюємо її масу:

NaOH + SO₂ = Na₂SO₄

___________________ ________________________ _____________________

v = 1 моль v = 1 моль M = 104 г/моль

M = 40 г/моль V_m = 22,4 л/моль m = 104 г

m = 40 г V = 22,4 л

V(NaOH) = = 0,5 моль

v(NaOH) : v(SO2) = 1 : 1; 1 : 1 = 0,5 : 0,5;

v(SO₂) = = 0,67 моль

0,67>0,5, отже, SO₂ у надлишку, сіль—кисла.

Це означає, що подальші розрахунки треба проводити за Їдким натром, оскільки він прореагував повністю.

2) Яка маса утвореної солі?

m=M ^ v

m(NаНSO₃) =104 г/моль ^ 0,5 моль = 52 г.

Відповідь: m(NаНSO₃) = 52 г.

Другий спосіб

1) Яка з вихідних речовин у надлишку, якщо утворюєть­ся середня сіль?

20г 15л

2NaOH + SO₂ = Na₂SO₄ + H₂O

___________________ ________________________

v = 2 моль v = 1 моль

M = 40 г/моль V_m = 22,4 л/моль

m = 80 г V = 22,4 л

З рівняння реакції видно, що 80 г NаОН повністю взає­модіють з 22,4 л SO₂, а 20 г NаОН —з х л SO₂,

отже:

80 : 20 = 22,4 : х; x = =5,6 л(SO₂)

За умовою задачі пропускали 15 л SO₂, а прореагувало лише 5,6 л. Отже, оксид сульфуру (ІV) взято у надлишку. Це означає, що сіль, яка утворюється, кисла. У такому разі треба скласти інше хімічне рівняння і за ним перевірити, чи справді утворюється кисла сіль:

NaOH + SO₂ = NaHSO₃

___________________ ________________________ _____________________

v = 1 моль v = 1 моль M = 104 г/моль

M = 40 г/моль V_m = 22,4 л/моль m = 104г

m = 40 г V = 22,4 л

40 : 20 = 22,4 : х; х = = 11,2 (SO₂)

Сіль кисла NаНSO₃, і у даному разі SO₂ у надлишку.

2) Тепер можна обчислювати масу утвореної солі. Ви пам'ятаєте, що розрахунок ведеться за речовиною, яка прореагувала повністю, тобто за гідроксидом натрію NаОН.

З рівняння реакції видно, якщо взаємодіє SO₂ i 40 г NаОН, то утворюється 104г NаНSO₃, а якщо з SO₂ взаємо­діє 20 г NаОН, то —х г солі гідросульфіту натрію:

40 : 20 = 104 : х; x = = 52 г.

Відповідь: m(NаНSO₃) = 52 г.

§ 6. СУЛЬФАТНА КИСЛОТА

Сульфатна кислота H₂SO₄ (безводна, 100 %-ва) —важка безбарвна оліїста рідина. Густина її концентрованого розчи­ну (w(H₂SO₄) == 98 %) за звичайних умов 1,84 г/см³. Вона нелетка, запаху не має. Надзвичайно гігроскопічна. Активно вбирає вологу. Змішується з водою у будь-яких співвідно­шеннях. Розчинення сульфатної кислоти у воді супрово­джується виділенням великої кількості теплоти, що може призвести до закипання води і розбризкування кислоти.

Сульфатна кислота—їдка рідина, тому треба остеріга­тись, щоб вона не потрапила на шкіру й одяг. А якщо це сталося, треба швидко змити її великою кількістю води, після чого нейтралізувати розчином соди і знову змити водою.

Пам'ятайте таке правило:

не можна воду доливати до концентрованої сульфатної кислоти! Для розбавляння кислоту треба доливати до води невеликими порціями.

Хімічні властивості сульфатної кислоти багато в чому залежать від її концентрації. В лабораторіях та промисло­вості використовують розбавлену і концентровану сульфат­ну кислоту, хоча такий поділ дещо умовний.

Розбавлена сульфатна кислота виявляє всі хімічні вла­стивості, характерні для кислот.

1. Дисоціація кислоти. Сульфатна кислота двохосновна, належить до сильних кислот. У водних розчинах вона дисо­ціює на йони за двома ступенями (за першим — практично повністю):

І

ступінь Н₂SO₄ H⁺ + HSO₄^- — гідросульфат-іон

I

I ступінь НSO₄^- H++SO₄ ^2- — сульфат-іон

Ось чому в процесі нейтралізації розчинів сульфатної кислоти H₂SO₄ утворюються два ряди солей: середні солі — сульфати і кислі солі —гідросульфати.

2. Взаємодія з основами. Якщо у пробірку з розбавленою сульфатною кислотою добавити дві-три краплі фіолетового лакмусу, розчин набуває червоного забарвлення (кисле середовище). Потім у цю пробірку доливатимемо краплями розчин гідроксиду натрію доти, доки вміст пробірки набуде фіолетового забарвлення (нейтральне середовище):

2NаОН + Н₂SO₄ = Nа₂SO₄ + 2Н₂O

сульфат натрію

Якщо ж розчину лугу NаОН не вистачає для нейтраліза­ції усієї кислоти, то сіль, що утворюється, буде кислою:

NаОН + Н₂SO₄ = NаНSO₄ + H₂O

гідросульфат

натрію

Отже, гідросульфати утворюються тоді, коли кислота береться у надлишку.

Більшість сульфатів добре розчиняються у воді. Мало­розчинним є сульфат кальцію СаSO₄, ще менше розчи­няється сульфат плюмбуму РbSO₄ і практично нерозчинним є сульфат барію ВаSO₄ (див. таблицю розчинності).

3. Взаємодія з оксидами металів. Сульфатна кислота реа­гує з оснбвними та амфотерними оксидами, утворюючи солі, наприклад:

МgО + Н2SO4 = МgSO4 + Н2О

ZnO + Н2SO4 = ZnSO4 + H2O

4. Взаємодія з солями. Сульфатна кислота сильна і не­летка, одна з найстійкіших із відомих мінеральних кислот. Вона може вступати в реакцію обміну з солями, утвореними слабкішими або леткими кислотами і навіть сильними кис­лотами, якщо вони менш стійкі:

Na₂СО₃ + Н₂SO₄ = NаSO₄ + СО+ Н₂О

2КNО₃ + Н₂SO₄ = К₂SO₄ + 2НNО₃

2КСlO₄ + Н₂SO₄ = К₂SO₄ + 2НС1O₄

ВаСІ₂ + Н₂SO₄ = ВаSO₄ + 2НС1

Останнє рівняння відображує якісну реакцію на кислоту та її солі, бо утворюється нерозчинний у воді сульфат барію ВаSO₄.

Сульфатна кислота може взаємодіяти із своїми солями — сульфатами. При цьому середні солі — сульфати перетворюються на кислі солі — гідросульфати:

Na₂SO₄+H₂SO₄=2NaHSO₄

Лабораторна робота 2

Визначення сульфат-іонів у розчині

Налийте у першу пробірку трохи розбавленої сульфатної кислоти, у другу — розчину сульфату натрію, у третю —розчи­ну нітрату натрію. До кожної з пробірок додайте кілька крапель розчину хлориду барію (або нітрату барію). Що спостерігаєть­ся? До білого осаду, що утворився у двох пробірках (чому?), додайте по кілька крапель розбавленої нітратної кислоти. Якщо осад не розчиняється, то це —сульфат барію ВаSO₄. Він свідчить про те, що в цих пробірках розчини містили йони

SO₄^2-.

Напишіть рівняння здійснених реакцій у молекулярній, повній і скороченій йонних формах.

Отже, про наявність у розчині сульфатної кислоти та її солей можна робити висновок на підставі утворення білого осаду ВаSO₄, який практично не розчиняється ні у воді, ні в нітратній кислоті.

Таким чином, реактивом на сульфат-іони SO₄^2- є йони барію Ва²⁺

Ва²⁺ + SO₄^2- = ВаSO4

5. Взаємодія з металами. Розбавлена сульфатна кислота реагує, наприклад, з магнієм, цинком, залізом з виділенням водню:

Mg + H₂SO₄ = MgSO₄ + H₂

Zn + H₂SO₄ = ZnSO₄ + H₂

Fe + H₂SO₄ = FeSO₄ + H₂

Малоактивні метали (мідь, срібло, золото) з розбавленою сульфатною кислотою не реагують.

Концентрована сульфатна кислота — сильний окисник. Вона може взаємодіяти з малоактивними металами, на­приклад з міддю:

0 +6 +2 +4

Cu + 2H₂SO₄ = CuSO₄ + SO₂ +2H₂O

0	_				+2
Cu -	2e	окиснення			Cu	2	1
Відновник
+6	_				+4
S +	2e	відновлення			S	2	1
Окисник

Зверніть увагу: під час взаємодії концентрованої суль­фатної кислоти з малоактивними металами відновлюється не Гідроген кислоти, а Сульфур, тому газоподібний водень Н² не виділяється!

Застосування сульфатної кислоти і сульфатів. Сульфатна кислота є важливим продуктом хімічної промисловості. Вона у великих кількостях застосовується у виробництві мінеральних добрив, волокон, пластмас, барвників, вибухо­вих речовин, у металургії в процесі добування міді, нікелю, урану та інших металів. Використовується також як осушувач газів.

Серед сульфатів велике практичне значення мають міц­ний і залізний купороси СuSО₄ • 5Н₂О і FеSO₄ • 7H₂O. Вони використовуються в сільському господарстві для боротьби із шкідниками рослин, у виробництві фарб, для просочення деревини як антисептичний засіб.

Купороси — технічна назва кристалогідратів сульфатів деяких важких металів (міді, заліза, цинку, нікелю), тобто це солі, кристали яких містять кристалізаційну воду.

Гіпс СаSO₄ • 2Н₂О і сульфат кальцію СаSO₄ використо­вують у будівництві, медицині та інших галузях.

Сульфат натрію Nа₂SО₄, застосовують у виробництві скла. Він входить до складу природного мінералу Nа2SО4•10H₂O глауберової солі, яка використовується в медицині як проносний засіб.

Сульфати калію К2SO₄ і амонію (NH₄)2SO₄, використо­вують як добрива.

Сульфат барію ВаSO₄ застосовують у виробництві папе­ру, гуми та білої мінеральної фарби, а також у медицині для рентгеноскопії шлунку («Барієва каша»).

§7. Виробництво сульфатної кислоти.

Найбільш сучасний спосіб добування сульфатної кислоти у промисловості - це кнтактний. Як сировина використовується пірит FeS2 (залізий, сірчаний, колчедан).

Перша стадія процесу — випалювання колчедану і добу­вання діоксиду сульфуру:

4FеS₂ + 11O₂ = 2Fе₂О₃ + 8SO₂ ; ΔH = -13 476 кДж.

Цей процес відбувається у колчеданних печах, з яких виходить випалювальний газ. Він містить, окрім діоксиду сульфуру SO₂, ще кисень, азот, водяну пару та інші доміш­ки. Його очищають, висушують і подають на другу стадію виробництва у контактний апарат.

Друга стадія—окиснення діоксиду сульфуру і добуван­ня триоксиду сульфуру:

V₂O₅

2SO₂ + O₂ 2SO₃, ΔH = -197,9 кДж.

Окиснення відбувається в контактному апараті за наяв­ності каталізатора і високої температури.

Але ви можете запитати, навіщо тут висока температура, якщо реакція екзотермічна. Адже ми знаємо, що згідно з принципом Ле Шательє зміщенню рівноваги у бік утворен­ня SO₃ сприятимуть низька температура і високий тиск.

Це справедливо, але річ у тім, що високий тиск застосу­вати майже неможливо, бо SO₃ одразу перейде у рідкий стан. І низькі температури використати не можна, бо швидкість реакції буде надто малою. Тому й застосовують каталізатор V₂O₅, щоб пришвидшити процес, а каталізатор сам стає активним лише при 450 °С. Ось чому, незважаючи на екзотермічність реакції, використовують ще додаткове нагрівання. Теплоту, яка виділяється під час реакції, відво­дять і використовують для нагрівання випалювального газу, який встигає охолонути, проходячи складну систему очис­них споруд перед надходженням у контактний апарат (див. схему виробництва сульфатної кислоти на вклейці).

Отже, процес окиснення SO₂ в SO₃ здійснюється склад­но, бо ця реакція оборотна й екзотермічна. Умови її здій­снення визначаються в основному згідно з принципом Ле Шательє.

Третя стадія виробництва—поглинання триоксиду сульфуру й утворення сульфатної кислоти Н₂SO₄.

Добутий у контактному апараті триоксид сульфуру SO₃ надходить у поглинальну башту — абсорбер⁶, де поглинаєть­ся концентрованою сульфатною кислотою (масова частка Н₂SO₄ 96—98 %). В абсорбері SO₃ взаємодіє з водою, що міститься у концентрованому розчині сульфатної кислоти, утворюючи безводну,

100 %-ву сульфатну кислоту, яка на­зивається моногідратом:

SO3 + Н2О = Н₂SO₄; ΔH = -130,6 кДж

Чистою водою поглинати триоксид сульфуру SO₃ не можна, оскільки утворюється дуже стійкий «туман» з дріб­них крапель сульфатної кислоти, який погано конденсує­ться.

Кінцевий продукт виробництва—олеум (розчин SO₃ у моногідраті). Його розбавляють водою до сульфатної кисло­ти потрібної концентрації.

Охорона праці та навколишнього середовища у виробниц­тві сульфатної кислоти. Захист біосфери від забруднення викидами хімічних виробництв — найважливіша проблема сучасності. У виробництві сульфатної кислоти можуть бути втрати якоїсь кількості діоксиду SO₂ і триоксиду сульфуру SO₃ та викидання їх в атмосферу, що спричинює кислотні дощі. Вони сприяють підвищенню кислотності ґрунтів і зниженню врожаїв, збільшенню кислотності водойм і заги­белі його мешканців. Кислотні дощі спричинюють корозію металів, руйнують лакофарбові покриття. Під їх згубною дією руйнуються будівельні матеріали, пам'ятники архітек­тури.

Щоб запобігти утворенню кислотних дощів і забезпечити охорону здоров'я працівників, намагаються не допускати викидання оксиду сульфуру (IV) SO₂ в атмосферу і в цехи заводу. З цією метою своєчасно ремонтують апаратуру,

встановлюють фільтри, поглиначі, вентиляцію, суворо до­держують технологічного режиму, використовують засоби індивідуального захисту працівників, удосконалюють й ав­томатизують виробничі процеси, герметизують устаткування та апаратуру, впроваджують принцип безвідхідності та ефек­тивні методи очищення відхідних газів. З них тепер влов­люють SO₂ і знову повертають його у виробництво. Застосо­вують також методи добування цінних побічних продуктів з промислових відходів.

Над проблемою повної утилізації⁷ та переробки відходів виробництва сульфатної кислоти нині працюють інженери і техніки. Адже реалізація принципу безвідхідності дає змогу не тільки істотно збільшувати вихід кислоти, пщвищувати ефективність виробництва, а й охороняти здоров'я людей і зберігати чистоту навколишнього середовища.

§ 8. РОЗВ'ЯЗУВАННЯ ЗАДАЧ НА ВИХІД ПРОДУКТУ

Ви розумієте, що в основі виробництва сульфатної кис­лоти (так само і будь-якого іншого хіміко-технологічного процесу) лежить хімічне перетворення речовин —хімічні реакції. Їхню суть виражають хімічними рівняннями, що складаються на основі закону збереження маси речовин.

Знання закону збереження маси дає змогу не тільки складати рівняння реакцій, а й проводити за ними різні розрахунки, у тому числі обчислювати вихід продукту ви­робництва.

Вихід продукту—важливий показник ефективності ви­робничого процесу. На його підставі роблять висновок про повноту використання сировини тощо. Річ у тім, що в реальних виробничих умовах через оборотність багатьох реакцій і виробничі втрати вихід продукту реакції завжди менший від того, який мав би утворитись згідно з рівнян­ням реакції (на підставі закону збереження маси). Отже, практичний вихід продукту завжди менший за теоретичний.

Вихід продукту — це відношення фактично добутого продукту до максимально можливого, обчисле-ного за рівнянням реакції.

Вихід продукту виражають у частках одиниці або у відсотках. Зверніть увагу, що для розв'язування задач на вихід продукту зовсім не має значення, як його обчислюва­ти: за відношенням мас, об'ємів чи кількості речовини. В усіх цих випадках буде знайдено те саме значення шуканої величини.

Дано: m (FeS2) =320 т

w (S) = 45%=0,45

m (H₂SO₄) = 405 т

вихід H₂SO₄ = ?