산화황(IV)은 염기성을 나타내는 물질과의 반응에서 나타나는 산성 특성을 가지고 있습니다. 산성 특성은 물과 상호 작용할 때 나타납니다. 이 경우 황산 용액이 형성됩니다.

이산화황(+4)에서 황의 산화 상태는 이산화황의 환원 및 산화 특성을 결정합니다.

전화: S + 4 - 2e => S + 6

10월: S+4 + 4e => S0

환원 특성은 산소, 할로겐, 질산, 과망간산 칼륨 등의 강한 산화제와의 반응에서 나타납니다. 예를 들어:

2SO2 + O2 = 2SO3

S+4 - 2e => S+6 2

O20 + 4e => 2O-2 1

강력한 환원제를 사용하면 가스가 산화 특성을 나타냅니다. 예를 들어 이산화황과 황화수소를 혼합하면 정상적인 조건에서 다음과 같이 상호 작용합니다.

2H2S + SO2 = 3S + 2H2O

S-2 - 2e => S0 2

S+4 + 4e => S0 1

아황산은 용액에만 존재합니다. 불안정하며 이산화황과 물로 분해됩니다. 아황산은 강산이 아닙니다. 그것은 중간 강도의 산이며 단계적으로 해리됩니다. 알칼리를 황산에 첨가하면 염이 생성됩니다. 아황산은 중간 - 아황산염 및 산성 - 하이드로 아황산염의 두 가지 일련의 염을 제공합니다.

황(VI) 산화물

삼산화황은 산성 특성을 나타냅니다. 물과 격렬하게 반응하며 많은 양의 열을 방출합니다. 이 반응은 가장 중요한 생성물을 얻는 데 사용됩니다. 화학 산업- 황산.

SO3 + H2O = H2SO4

삼산화황의 황은 산화 상태가 가장 높기 때문에 산화황(VI)은 산화 특성을 나타냅니다. 예를 들어, 전기 음성도가 낮은 비금속 할로겐화물을 산화시킵니다.

2SO3 + C = 2SO2 + CO2

S+6 + 2e => S+4 2

C0 - 4e => C+4 2

황산 반응 세 가지 유형: 산-염기, 이온 교환, 산화환원. 또한 유기 물질과 적극적으로 상호 작용합니다.

산-염기 반응

황산은 염기 및 염기성 산화물과의 반응에서 산성 특성을 나타냅니다. 이러한 반응은 묽은 황산으로 가장 잘 수행됩니다. 하는 한 황산이염기성이며 중간 염(황산염)과 산성 염(수황산염)을 모두 형성할 수 있습니다.

이온 교환 반응

황산은 이온 교환 반응이 특징입니다. 동시에 염 용액과 상호 작용하여 침전물, 약산을 형성하거나 가스를 방출합니다. 이러한 반응은 45% 이상의 묽은 황산을 사용할 때 더 빠른 속도로 진행됩니다. 가스 발생은 불안정한 산 염과의 반응에서 발생하며 분해되어 가스(탄소, 유황, 황화수소)를 형성하거나 염산과 같은 휘발성 산을 형성합니다.

산화 환원 반응

황산은 조성의 황이 +6의 가장 높은 산화 상태를 가지기 때문에 산화 환원 반응에서 그 특성을 가장 명확하게 나타냅니다. 황산의 산화 특성은 예를 들어 구리와의 반응에서 찾을 수 있습니다.

황산 분자에는 두 가지 산화 요소가 있습니다. 하나는 S.O. +6 및 수소 이온 H+. 구리는 수소에 의해 +1 산화 상태로 산화될 수 없지만 황은 산화될 수 있습니다. 이것이 구리와 같은 불활성 금속을 황산으로 산화시키는 이유입니다.

이산화황은 오존과 유사한 분자 구조를 가지고 있습니다. 분자의 중심에 있는 황 원자는 두 개의 산소 원자에 결합되어 있습니다. 황 산화의 이 기체 생성물은 무색이며 매운 냄새를 내며 변화하는 조건에서 쉽게 맑은 액체로 응축됩니다. 이 물질은 물에 잘 녹고 방부성이 있습니다. 에 대량화학 산업, 즉 황산 생산주기에서 SO 2를받습니다. 가스는 농업 및 식료품, 섬유 산업의 표백 직물.

물질의 체계적이고 사소한 이름

동일한 화합물과 관련된 다양한 용어를 이해하는 것이 필요합니다. 공식 명칭사이, 화학적 구성 요소이는 공식 SO 2 - 이산화황을 반영합니다. IUPAC는 이 용어와 이에 상응하는 영어인 이산화황의 사용을 권장합니다. 학교와 대학의 교과서는 종종 다른 이름인 황산화물(IV)을 언급합니다. 괄호 안의 로마 숫자는 S 원자의 원자가를 나타내며, 이 산화물의 산소는 2가이며 황의 산화수는 +4입니다. 기술 문헌은 이산화황, 아황산 무수물(탈수 생성물)과 같은 구식 용어를 사용합니다.

SO 2 분자 구조의 구성 및 특징

SO 2 분자는 황 원자 1개와 산소 원자 2개로 구성됩니다. 공유 결합 사이에는 120°의 각도가 있습니다. 황 원자에서 sp2 혼성화가 발생합니다. 하나의 s와 두 개의 p 전자 구름이 모양과 에너지가 정렬됩니다. 그들은 교육에 참여하고 있습니다. 공유 결합황과 산소 사이. OS 쌍에서 원자 사이의 거리는 0.143 nm입니다. 산소는 황보다 전기음성도가 높기 때문에 전자의 결합 쌍이 중심에서 바깥쪽 모서리로 이동합니다. 전체 분자도 극성을 띠고, 음극은 O 원자, 양극은 S 원자입니다.

이산화황의 일부 물리적 매개변수

정상 비율의 4가 황산화물 환경기체 상태의 응집을 유지합니다. 이산화황 공식을 사용하면 상대 분자 및 몰 질량: Mr(SO 2) \u003d 64.066, M \u003d 64.066g/mol(64g/mol로 반올림 가능). 이 가스는 공기보다 거의 2.3배 무겁습니다(M(공기) = 29g/mol). 이산화물은 유황 타는 듯한 날카로운 특유의 냄새가 있어 다른 것과 혼동하기 어렵습니다. 불쾌하고 눈의 점막을 자극하고 기침을 유발합니다. 그러나 황산화물(IV)은 황화수소만큼 독성이 없습니다.

압력을 받고 실온기체 이산화황이 액화됩니다. ~에 저온물질은 고체 상태이며 -72 ... -75.5 ° C에서 녹습니다. 온도가 더 상승하면 액체가 나타나고 -10.1 ° C에서 기체가 다시 형성됩니다. SO 2 분자는 열적으로 안정적이며 원자 황 및 분자 산소로의 분해는 매우 높은 온도(약 2800ºC)에서 발생합니다.

용해도 및 물과의 상호작용

이산화황은 물에 용해될 때 부분적으로 상호작용하여 매우 약한 아황산을 형성합니다. 수령시 즉시 무수물과 물로 분해됩니다 : SO 2 + H 2 O ↔ H 2 SO 3. 사실, 용액에 존재하는 것은 아황산이 아니라 수화된 SO 2 분자입니다. 이산화 가스는 냉수와 더 잘 상호 작용하며 온도가 증가함에 따라 용해도가 감소합니다. 정상적인 조건에서 1부피의 물에 최대 40부피의 가스에 용해될 수 있습니다.

자연의 이산화황

폭발하는 동안 상당한 양의 이산화황이 화산 가스와 용암과 함께 방출됩니다. 많은 인간 활동은 또한 대기 중 SO 2 농도를 증가시킵니다.

이산화황은 야금 공장에서 대기 중으로 공급되며, 이곳에서는 광석을 굽는 동안 배기 가스가 포집되지 않습니다. 많은 화석 연료에는 황이 포함되어 있어 상당한 양의 이산화황이 대기석탄, 석유, 가스, 연료를 태울 때. 이산화황은 0.03% 이상의 공기 중 농도에서 인간에게 유독합니다. 사람이 호흡 곤란을 시작하면 기관지염 및 폐렴과 유사한 현상이 나타날 수 있습니다. 대기 중 이산화황 농도가 매우 높으면 심각한 중독이나 사망에 이를 수 있습니다.

이산화황 - 실험실 및 산업 생산

실험실 방법:

1. 황이 산소 또는 공기와 함께 플라스크에서 연소되면 S + O 2 \u003d SO 2 공식에 따라 이산화물이 얻어집니다.
2. 더 강한 무기산으로 아황산 염에 작용할 수 있습니다. 염산을 섭취하는 것이 좋지만 황산을 희석 할 수 있습니다.

• Na 2 SO 3 + 2HCl \u003d 2NaCl + H 2 SO 3;
• Na 2 SO 3 + H 2 SO 4 (diff.) \u003d Na 2 SO 4 + H 2 SO 3;
• H 2 SO 3 \u003d H 2 O + SO 2.

3. 구리가 진한 황산과 상호 작용하면 수소가 방출되지 않고 이산화황이 방출됩니다.

2H 2 SO 4 (농축) + Cu \u003d CuSO 4 + 2H 2 O + SO 2.

현대적인 방법 산업 생산품이산화황:

1. 특수 용광로에서 연소하는 동안 천연 황의 산화: S + O 2 = SO 2.
2. 철광석(pyrite) 구이.

이산화황의 기본 화학적 성질

이산화황은 화학적 활성 화합물입니다. 산화 환원 공정에서 이 물질은 종종 환원제로 작용합니다. 예를 들어, 분자 브롬이 이산화황과 상호 작용할 때 반응 생성물은 황산과 브롬화수소입니다. 이 가스가 황화수소수를 통과하면 SO 2 의 산화 특성이 나타납니다. 결과적으로 황이 방출되고 SO 2 + 2H 2 S \u003d 3S + 2H 2 O와 같은자가 산화 -자가 치유가 발생합니다.

이산화황은 산성 특성을 나타냅니다. 그것은 가장 약하고 가장 불안정한 산 중 하나인 유황에 해당합니다. 이 화합물은 순수한 형태로 존재하지 않으며 지시약을 사용하여 이산화황 용액의 산성 특성을 감지할 수 있습니다(리트머스가 분홍색으로 변함). 아황산은 중간 염 - 아황산염 및 산성 - 하이드로 아황산염을 제공합니다. 그 중에는 안정한 화합물이 있습니다.

이산화황의 황이 무수 황산에서 6가 상태로 산화되는 과정은 촉매적입니다. 생성 된 물질은 물에 강하게 용해되고 H 2 O 분자와 반응합니다. 반응은 발열 반응이며 황산이 형성되거나 오히려 수화 된 형태입니다.

사워 가스의 실제 사용

이산화 원소를 필요로 하는 황산의 산업적 생산을 위한 주요 공정은 4단계로 이루어집니다.

1. 특수 용광로에서 황을 연소시켜 이산화황을 얻습니다.
2. 모든 종류의 불순물로부터 생성된 이산화황의 정제.
3. 촉매 존재 하에 6가 황으로 추가 산화.
4. 물에 의한 삼산화황 흡수.

이전에는 산업적 규모의 황산 생산에 필요한 거의 모든 이산화황을 제강 부산물인 황철석을 배소하여 얻었다. 새로운 유형의 야금 원료 처리는 광석 연소를 덜 사용합니다. 따라서 황산 생산의 주요 출발 물질은 지난 몇 년천연유황이 되었습니다. 이 원료의 상당한 세계 매장량, 가용성으로 인해 대규모 처리를 조직 할 수 있습니다.

이산화황은 화학 산업뿐만 아니라 경제의 다른 부문에서도 널리 사용됩니다. 섬유 공장은 실크와 모직물을 표백하기 위해 이 물질과 화학적 상호작용 제품을 사용합니다. 이것은 섬유가 파괴되지 않는 무염소 표백 유형 중 하나입니다.

이산화황은 곰팡이 및 박테리아와의 싸움에 사용되는 우수한 소독 특성을 가지고 있습니다. 이산화황은 농업 저장고, 와인 배럴 및 저장고를 훈증하는 데 사용됩니다. SO 2에서 사용 음식 산업방부제 및 항균제로서. 시럽에 넣고 신선한 과일을 담그십시오. 황화
사탕무 주스는 원료를 변색시키고 소독합니다. 술취한 야채 퓌레주스에는 또한 산화 방지제 및 방부제로 이산화황이 포함되어 있습니다.

황의 +4 산화 상태는 매우 안정적이며 SHal 4 테트라할로겐화물, SOHal 2 옥소디할로겐화물, SO 2 이산화물 및 해당 음이온에서 나타납니다. 이산화황과 아황산의 성질에 대해 알아보겠습니다.

1.11.1. 황산화물(IV) so2 분자의 구조

SO 2 분자의 구조는 오존 분자의 구조와 유사합니다. 황 원자는 sp 2 혼성화 상태에 있고, 오비탈의 모양은 정삼각형이고, 분자의 모양은 각진 모양입니다. 황 원자에는 비공유 전자쌍이 있습니다. S-O 결합 길이는 0.143 nm이고 결합 각도는 119.5°입니다.

구조는 다음 공진 구조에 해당합니다.

오존과 달리 S-O 결합 다중도는 2입니다. 즉, 첫 번째 공명 구조가 주요 기여를 합니다. 분자는 높은 열 안정성이 특징입니다.

물리적 특성

정상적인 조건에서 이산화황 또는 이산화황은 무색 가스날카로운 질식 냄새, 녹는점 -75 °C, 끓는점 -10 °C. 20 °C의 물에 1 부피의 물에 40 부피의 이산화황이 용해됩니다. 유독 가스.

황산화물(IV)의 화학적 성질

이산화황은 반응성이 높습니다. 이산화황은 산성 산화물입니다. 그것은 수화물의 형성과 함께 물에 잘 용해됩니다. 또한 부분적으로 물과 상호 작용하여 개별적으로 분리되지 않는 약한 아황산을 형성합니다.

SO 2 + H 2 O \u003d H 2 SO 3 \u003d H + + HSO 3 - \u003d 2H + + SO 3 2-.

해리의 결과 양성자가 형성되므로 용액은 산성 환경을 갖습니다.

이산화황 가스를 수산화나트륨 용액에 통과시키면 아황산나트륨이 형성됩니다. 아황산나트륨은 과량의 이산화황과 반응하여 아황산수소나트륨을 형성합니다.

2NaOH + SO 2 = Na 2 SO 3 + H 2 O;

Na 2 SO 3 + SO 2 \u003d 2NaHSO 3.

이산화황은 산화 환원 이중성이 특징입니다. 예를 들어 환원 특성을 보여주고 브롬수를 변색시킵니다.

SO 2 + Br 2 + 2H 2 O \u003d H 2 SO 4 + 2HBr

및 과망간산칼륨 용액:

5SO 2 + 2KMnO 4 + 2H 2 O \u003d 2KНSO 4 + 2MnSO 4 + H 2 SO 4.

산소에 의해 무수 황산으로 산화:

2SO 2 + O 2 \u003d 2SO 3.

강력한 환원제와 상호 작용할 때 산화 특성을 나타냅니다. 예를 들면 다음과 같습니다.

SO 2 + 2CO \u003d S + 2CO 2 (500 ° C, Al 2 O 3 존재);

SO 2 + 2H 2 \u003d S + 2H 2 O.

황산화물(IV)의 생산

공기 중 유황 연소

S + O 2 \u003d SO 2.

황화물 산화

4FeS 2 + 11O 2 \u003d 2Fe 2 O 3 + 8SO 2.

금속 아황산염에 대한 강산의 작용

Na 2 SO 3 + 2H 2 SO 4 \u003d 2NaHSO 4 + H 2 O + SO 2.

1.11.2. 황산 및 그 염

이산화황이 물에 용해되면 약한 아황산이 형성되고 용해 된 SO 2의 대부분은 SO 2 H 2 O의 수화된 형태의 형태로 냉각되면 결정질 수화물도 방출되며 일부만 아황산 분자의 아황산염 및 수소 아황산염 이온으로 해리됩니다. 유리 상태에서는 산이 분리되지 않습니다.

이염기성이므로 중간 - 아황산염 및 산성 - 하이드로설파이트의 두 가지 유형의 염을 형성합니다. 알칼리 금속 아황산염과 알칼리 및 알칼리 토금속의 하이드로설파이트만 물에 용해됩니다.

4. 문서

황. 황화수소, 황화물, 황화수소. 황(IV) 및 (VI) 산화물. 유황 및 황산 및 그 염. 황산의 에스테르. 티오황산나트륨

4.1. 황

유황은 사람들이 수천 년 동안 사용해 온 몇 안 되는 화학 원소 중 하나입니다. 자연계에 널리 분포하며 자유 상태(천연 황)와 화합물 모두에서 발생합니다. 황을 함유한 광물은 황화물(황철광, 광택, 블렌드)과 황산염의 두 그룹으로 나눌 수 있습니다. 천연 유황은 이탈리아(시칠리아 섬)와 미국에서 대량으로 발견됩니다. CIS에는 볼가 지역의 천연 황 매장량이 있습니다. 중앙 아시아, 크리미아 및 기타 지역.

첫 번째 그룹의 광물에는 납 광택 PbS, 구리 광택 Cu 2 S, 은 광택 - Ag 2 S, 아연 블렌드 - ZnS, 카드뮴 블렌드 - CdS, 황철광 또는 철 황철광 - FeS 2, 황동석 - CuFeS 2, 진사 - HgS가 포함됩니다. .

두 번째 그룹의 미네랄에는 석고 CaSO 4 2H 2 O, 미라빌라이트(Glauber's salt) - Na 2 SO 4 10H 2 O, ki-serite - MgSO 4 H 2 O가 포함됩니다.

유황은 단백질 분자의 일부이기 때문에 동물과 식물의 유기체에서 발견됩니다. 유기 황 화합물은 오일에서 발견됩니다.

영수증

1. 유황을 받았을 때 천연 화합물, 예를 들어 황 황철광에서 고온으로 가열됩니다. 황 황철광은 철(II) 황화물 및 황의 형성으로 분해됩니다.

2. 황은 다음 반응에 따라 산소가 부족한 황화수소의 산화에 의해 얻을 수 있습니다.

2H 2 S + O 2 \u003d 2S + 2H 2 O

3. 현재 유황 광석에서 금속을 제련할 때 부산물인 이산화황 SO 2 의 탄소 환원을 통해 황을 얻는 것이 일반적입니다.

SO 2 + C \u003d CO 2 + S

4. 야금 및 코크스 오븐에서 나오는 배출 가스에는 이산화황과 황화수소의 혼합물이 포함되어 있습니다. 이 혼합물은 촉매를 통해 고온에서 통과됩니다.

H 2 S + SO 2 \u003d 2H 2 O + 3S

^ 물리적 특성

유황은 취성 고체 담황색. 물에는 거의 녹지 않지만 이황화탄소 CS 2 아닐린 및 기타 용매에는 잘 녹습니다.

열전도율이 낮고 전기. 유황은 여러 동소 변형을 형성합니다.

1 . ^ 마름모꼴 유황 (가장 안정한) 결정은 팔면체의 형태를 띤다.

유황을 가열하면 색과 점도가 변한다: 먼저 엷은 황색을 띠다가 온도가 상승함에 따라 검어지고 점성이 높아져 시험관 밖으로 흘러나오지 않고 더 가열하면 점도가 떨어진다 다시 444.6 °C에서 유황이 끓습니다.

2. ^ 단사정계 황 - 용융 유황을 천천히 냉각시켜 얻은 암황색 침상 결정 형태의 변형.

3. 플라스틱 유황끓을 때까지 가열된 유황을 부었을 때 형성 차가운 물. 고무처럼 쉽게 늘어납니다(그림 19 참조).

천연 유황은 32 16 S, 33 16 S, 34 16 S, 36 16 S의 4가지 안정 동위원소의 혼합물로 구성됩니다.

^ 화학적 특성

미완성 외부가 있는 황 원자 에너지 수준, 두 개의 전자를 추가하고 정도를 나타낼 수 있습니다.

산화 -2. 유황은 금속 및 수소(Na 2 S, H 2 S)와의 화합물에서 이러한 산화 정도를 나타냅니다. 더 전기 음성도가 높은 원소의 원자에 전자를 주거나 당기면 황의 산화 상태는 +2, +4, +6이 될 수 있습니다.

추위에서 유황은 상대적으로 불활성이지만 온도가 증가함에 따라 반응성이 증가합니다. 1. 금속과 함께 황은 산화 특성을 나타냅니다. 이러한 반응 동안 황화물이 형성됩니다(금, 백금 및 이리듐과 반응하지 않음): Fe + S = FeS

2. 정상적인 조건에서 황은 수소와 상호 작용하지 않으며 150-200 ° C에서 가역 반응이 발생합니다.

3. 황은 금속 및 수소와의 반응에서 전형적인 산화제처럼 행동하며 강한 산화제 존재하에서는 환원성을 나타낸다.

S + 3F 2 \u003d SF 6 (요오드와 반응하지 않음)

4. 산소에서 황의 연소는 280°C, 공기 중에서 360°C에서 진행됩니다. 이것은 SO 2 와 SO 3의 혼합물을 형성합니다:

S + O 2 \u003d SO 2 2S + 3O 2 \u003d 2SO 3

5. 공기 없이 가열되면 황은 인, 탄소와 직접 결합하여 산화 특성을 나타냅니다.

2P + 3S \u003d P 2 S 3 2S + C \u003d CS 2

6. 상호작용할 때 복합 물질유황은 주로 환원제로 작용합니다.

7. 유황은 불균형 반응을 일으킬 수 있습니다. 따라서 유황 분말을 알칼리로 끓이면 아황산염과 황화물이 형성됩니다.

애플리케이션

유황은 산업과 농업에서 널리 사용됩니다. 생산량의 약 절반이 황산 생산에 사용됩니다. 유황은 고무를 고무로 바꾸는 가황에 사용됩니다.

유황색(고운 분말)의 형태로 유황은 포도원과 면화의 질병을 퇴치하는 데 사용됩니다. 화약, 성냥, 발광 성분을 얻는 데 사용됩니다. 의학에서 유황 연고는 피부병 치료를 위해 준비됩니다.

4.2. 황화수소, 황화물, 황화수소

황화수소는 물과 유사합니다. 전자 공식

교육에서 보여줍니다 H-S-H 결합 2개의 p-전자 관련 외부 수준황 원자. H 2 S 분자는 각진 모양을 가지므로 극성입니다.

^ 자연 속에서

황화수소는 화산 가스와 Pyatigorsk, Matsesta와 같은 일부 광천수에서 자연적으로 발생합니다. 그것은 다양한 동식물 잔해의 유황 함유 유기 물질이 부패하는 동안 형성됩니다. 이것은 특성을 설명합니다 나쁜 냄새 폐수, cesspools 및 쓰레기 덤프.

영수증

1. 황화수소는 가열할 때 황과 수소를 직접 결합하여 얻을 수 있습니다.

2. 그러나 일반적으로 철(III) 황화물에 묽은 염산 또는 황산의 작용으로 얻어진다.

2HCl+FeS=FeCl 2 +H 2 S 2H + +FeS=Fe 2+ +H 2 S 이 반응은 종종 Kipp 장치에서 수행됩니다.

^ 물리적 특성

정상적인 조건에서 황화수소는 썩은 계란 특유의 냄새가 나는 무색 기체입니다. 매우 독성이 있어 흡입하면 헤모글로빈과 결합하여 마비를 유발하며 이는 드문 일이 아닙니다.

코는 죽음에 이르게 한다. 저농도에서는 덜 위험합니다. 당신은 그와 함께 일해야합니다 흄 후드또는 완전히 밀봉된 장치를 사용합니다. H 2 S의 허용 함량 산업 건물공기 1리터당 0.01mg입니다.

황화수소는 물에 비교적 잘 용해됩니다(20°C에서 2.5부피의 황화수소는 1부피의 물에 용해됨).

황화수소를 물에 녹인 용액을 황화수소수 또는 황화수소산이라고 합니다(약산성의 성질을 나타냄).

^ 화학적 특성

1, 강한 가열로 황화수소는 황과 수소의 형성으로 거의 완전히 분해됩니다.

2. 기체 상태의 황화수소는 공기 중에서 푸른 불꽃과 함께 연소되어 황산화물(IV)과 물을 형성합니다.

2H 2 S + 3O 2 \u003d 2SO 2 + 2H 2 O

산소가 부족하면 황과 물이 형성됩니다. 2H 2 S + O 2 \u003d 2S + 2H 2 O

3. 황화수소는 상당히 강력한 환원제입니다. 이것의 중요한 화학적 성질은 다음과 같이 설명할 수 있습니다. H 2 S 용액에서 공기 산소 분자에 전자를 기증하는 것은 비교적 쉽습니다.

동시에 공기 산소는 황화수소를 황으로 산화시켜 황화수소 물을 탁하게 만듭니다.

2H 2 S + O 2 \u003d 2S + 2H 2 O

이것은 또한 황화수소가 유기 물질의 붕괴 동안 자연에서 매우 많은 양으로 축적되지 않는다는 사실을 설명합니다. 대기 산소는 그것을 유리 황으로 산화시킵니다.

4, 황화수소는 할로겐 용액과 격렬하게 반응합니다. 예:

H 2 S+I 2 =2HI+S 황이 방출되고 요오드 용액이 변색된다.

5. 다양한 산화제가 황화수소와 격렬하게 반응합니다. 질산유리 유황이 형성됩니다.

6. 황화수소 용액은 해리로 인해 산성 반응을 보입니다.

H 2 SH + +HS - HS - H + +S -2

일반적으로 첫 번째 단계가 지배적입니다. 그것은 매우 약한 산입니다. 일반적으로 황화물에서 H 2 S를 대체하는 탄산보다 약합니다.

황화물 및 수황화물

이염기성 황산수소산은 두 가지 계열의 염을 형성합니다.

중간 - 황화물(Na 2 S);

산성 - 황화수소(NaHS).

이러한 염은 다음과 같이 얻을 수 있습니다. - 수산화물과 황화수소의 상호 작용: 2NaOH + H 2 S = Na 2 S + 2H 2 O

황과 금속의 직접적인 상호작용으로:

염과 H 2 S 또는 염 간의 교환 반응:

Pb(NO 3) 2 + Na 2 S \u003d PbS + 2NaNO 3

CuSO 4 +H 2 S=CuS+H 2 SO 4 Cu 2+ +H 2 S=CuS+2H +

거의 모든 수황화물은 물에 잘 녹습니다.

알칼리 및 알칼리 토금속의 황화물은 또한 무색의 물에 쉽게 용해됩니다.

중금속 황화물은 물에 거의 녹지 않거나 약간 녹습니다(FeS, MnS, ZnS). 그들 중 일부는 묽은 산(CuS, PbS, HgS)에 용해되지 않습니다.

약산의 염으로서 수용액의 황화물은 고도로 가수분해됩니다. 예를 들어, 황화물 알칼리 금속물에 용해되면 알칼리성 반응이 나타납니다.

Na2S+HOHNaHS+NaOH

황화수소 자체와 같은 모든 황화물은 에너지 환원제입니다.

3PbS -2 + 8HN +5 O 3 (razb.) \u003d 3PbS +6 O 4 + 4H 2 O + 8N +2 O

일부 황화물에는 CuS 및 PbS - 검정색, CdS - 노란색, ZnS - 흰색, MnS - 분홍색, SnS - 갈색, Al 2 S 3 - 주황색과 같은 특징적인 색상이 있습니다. 양이온의 정성 분석은 황화물의 다양한 용해도와 많은 황화물의 다양한 색상을 기반으로 합니다.

^ 4.3. 황(IV) 산화물 및 아황산

황산화물(IV) 또는 이산화황은 정상적인 조건에서 자극적인 질식 냄새가 나는 무색 기체입니다. -10°C로 냉각되면 무색 액체로 액화됩니다.

영수증

1. 실험실 조건에서 산화황(IV)은 아황산 염에 대한 강산의 작용에 의해 아황산 염에서 얻습니다.

Na 2 SO 3 + H 2 SO 4 \u003d Na 2 SO 4 + SO 2  + H 2 O 2NaHSO 3 + H 2 SO 4 \u003d Na 2 SO 4 + 2SO 2  + 2H 2 O 2HSO - 3 + 2H + \u003d 2SO 2 +2H 2 O

2. 또한 이산화황은 저활성 금속과 가열될 때 진한 황산의 상호 작용에 의해 형성됩니다.

Cu + 2H 2 SO 4 \u003d CuSO 4 + SO 2  + 2H 2 O

Cu + 4Н + + 2SO 2- 4 \u003d Cu 2+ + SO 2- 4 + SO 2  + 2H 2 O

3. 황산화물(IV)은 황이 공기나 산소에서 연소될 때도 형성됩니다.

4. 산업 조건에서 SO 2는 황철광 FeS 2 또는 비철금속(아연 블렌드 ZnS, 납 광택 PbS 등)의 유황 광석을 로스팅하여 얻습니다.

4FeS 2 + 11O 2 \u003d 2Fe 2 O 3 + 8SO 2

SO 2 분자의 구조식:

황의 전자 4개와 산소 원자 2개의 전자 4개가 SO 2 분자의 결합 형성에 참여합니다. 결합 전자쌍과 황의 비공유 전자쌍의 상호 반발은 분자에 각진 모양을 부여합니다.

화학적 특성

1. 산화황(IV)은 산성 산화물의 모든 특성을 나타냅니다.

물과의 상호작용

알칼리와의 상호작용,

염기성 산화물과의 상호 작용.

2. 산화황(IV)은 환원 특성이 특징입니다.

S +4 O 2 +O 0 2 2S +6 O -2 3 (촉매 존재, 가열 시)

그러나 강력한 환원제가 존재하면 SO 2는 산화제처럼 행동합니다.

황 산화물(IV)의 산화환원 이중성은 황이 +4의 산화 상태를 가지므로 2개의 전자를 주고 S+6으로 산화되고 4개의 전자를 받으면 로 환원될 수 있다는 사실에 의해 설명됩니다. 에스 °. 이러한 특성 또는 기타 특성의 발현은 반응 성분의 특성에 따라 다릅니다.

황산화물(IV)은 물에 잘 녹습니다(20°C에서 40부피의 SO 2가 1부피에 용해됨). 이 경우 아황산은 수용액에만 존재합니다.

SO 2 + H 2 OH 2 SO 3

반응은 가역적입니다. 수용액에서 황산화물(IV)과 아황산은 화학 평형, 이동할 수 있습니다. H 2 SO 3 결합시 (산의 중화

당신) 반응은 아황산의 형성을 향해 진행됩니다. SO 2 를 제거할 때(질소 용액을 통해 불어 넣거나 가열), 반응이 출발 물질 쪽으로 진행됩니다. 아황산 용액에는 항상 산화황(IV)이 있어 매운 냄새가 납니다.

아황산은 산의 모든 특성을 가지고 있습니다. 솔루션에서 단계적으로 분리됩니다.

H 2 SO 3 H + + HSO - 3 HSO - 3 H + + SO 2- 3

열적으로 불안정하고 휘발성입니다. 이염기성 산으로서 아황산은 두 가지 유형의 염을 형성합니다.

중간 - 아황산염 (Na 2 SO 3);

산성 - 하이드로설파이트(NaHSO 3).

아황산염은 산이 알칼리로 완전히 중화될 때 형성됩니다.

H 2 SO 3 + 2NaOH \u003d Na 2 SO 3 + 2H 2 O

염수 아황산염은 알칼리가 부족하여 얻습니다.

H 2 SO 3 + NaOH \u003d NaHSO 3 + H 2 O

아황산과 그 염은 산화 및 환원 특성을 모두 가지고 있으며 이는 반응 파트너의 특성에 따라 결정됩니다.

1. 따라서 산소의 작용하에 아황산염은 황산염으로 산화됩니다.

2Na 2 S +4 O 3 + O 0 2 \u003d 2Na 2 S +6 O -2 4

브롬 및 과망간산 칼륨을 사용한 아황산의 산화는 훨씬 더 쉽게 진행됩니다.

5H 2 S +4 O 3 +2KMn +7 O 4 \u003d 2H 2 S +6 O 4 +2Mn +2 S +6 O 4 + K 2 S +6 O 4 + 3H 2 O

2. 더 강력한 환원제가 있을 때 아황산염은 산화 특성을 나타냅니다.

아황산 염은 거의 모든 알칼리 금속의 아황산염과 아황산염을 용해시킵니다.

3. H 2 SO 3는 약산이므로 아황산염과 하이드로설파이트에 대한 산의 작용은 SO 2를 방출합니다. 이 방법은 일반적으로 SO 2를 얻을 때 사용됩니다. 실험실 조건에서:

NaHSO 3 + H 2 SO 4 \u003d Na 2 SO 4 + SO 2  + H 2 O

4. 수용성 아황산염은 쉽게 가수 분해되어 용액에서 OH - 이온의 농도가 증가합니다.

Na 2 SO 3 + NOHNaHSO 3 + NaOH

애플리케이션

산화황(IV)과 아황산은 많은 염료를 탈색시켜 무색 화합물을 형성합니다. 후자는 가열되거나 빛이 있으면 다시 분해되어 색상이 복원됩니다. 따라서 SO 2 및 H 2 SO 3 의 미백 작용은 염소의 미백 작용과 다릅니다. 일반적으로 유황(IV) rxide는 양모, 실크 및 짚을 희게 합니다.

산화황(IV)은 많은 미생물을 죽입니다. 따라서 곰팡이 균을 파괴하기 위해 축축한 지하실, 지하실, 와인 배럴 등을 훈증합니다. 과일과 열매의 운송 및 저장에도 사용됩니다. 다량의 황산화물 IV)는 황산을 생산하는 데 사용됩니다.

중요한 신청목재 및 종이 펄프를 처리하는 데 사용되는 칼슘 하이드로설파이트 CaHSO 3(아황산염 용액) 용액을 찾습니다.

^ 4.4. 황(VI) 산화물. 황산

산화황(VI)(표 20 참조)은 16.8°C의 온도에서 고체 결정질 덩어리로 응고되는 무색 액체입니다. 그것은 수분을 매우 강하게 흡수하여 황산을 형성합니다. SO 3 + H 2 O \u003d H 2 SO 4

표 20. 황산화물의 특성

물에 황산화물(VI)이 용해되면 상당한 양의 열이 방출됩니다.

황산화물(VI)은 진한 황산에 잘 녹습니다. 무수산에 있는 SO3 용액을 올륨(oleum)이라고 합니다. 올륨은 최대 70%의 SO 3 를 함유할 수 있습니다.

영수증

1. 산화 황 (VI)은 450 ° C의 온도에서 촉매가있는 상태에서 대기 중 산소로 이산화황을 산화시켜 생성됩니다 (참조. 황산 얻기):

2SO 2 +O 2 \u003d 2SO 3

2. SO 2 를 SO 3 로 산화시키는 또 다른 방법은 산화질소(IV)를 산화제로 사용하는 것입니다.

대기 산소와 쉽고 빠르게 상호 작용할 때 생성되는 산화 질소 (II)는 산화 질소 (IV)로 변합니다. 2NO + O 2 \u003d 2NO 2

SO 2 의 산화에 다시 사용할 수 있습니다. 따라서 NO 2 는 산소 운반체 역할을 합니다. SO 2 를 SO 3 로 산화시키는 이 방법을 아질산이라고 합니다. SO 3 분자는 삼각형 모양을 하고 있으며, 그 중심에는

황 원자는 다음 위치에 있습니다.

이 구조는 결합 전자쌍의 상호 반발로 인한 것입니다. 황 원자는 형성을 위해 6개의 외부 전자를 제공했습니다.

화학적 특성

1. SO3는 대표적인 산성산화물이다.

2. 산화황(VI)은 강한 산화제의 성질을 가지고 있습니다.

애플리케이션

황산화물(VI)은 황산을 생산하는 데 사용됩니다. 최고 가치그것은 가지고있다 연락 방법전수

황산. 이 방법으로 모든 농도의 H 2 SO 4와 올륨을 얻을 수 있습니다. 이 프로세스는 세 단계로 구성됩니다. SO 2 얻기 ; SO 2 의 SO 3 로의 산화; H 2 SO 4 얻기 .

SO 2는 특수 용광로에서 황철광 FeS 2를 소성하여 얻습니다. 4FeS 2 + 11O 2 \u003d 2Fe 2 O 3 + 8SO 2

소성 속도를 높이기 위해 황철석을 미리 파쇄하고, 보다 완전한 황 연소를 위해 반응에 필요한 것보다 훨씬 많은 공기(산소)를 도입합니다. 소성로를 떠나는 가스는 황산화물(IV), 산소, 질소, 비소 화합물(황철광의 불순물) 및 수증기로 구성됩니다. 로스팅 가스라고 합니다.

로스팅 가스는 먼지와 습기뿐만 아니라 소량의 비소 화합물이라도 촉매를 독살시키기 때문에 철저히 청소됩니다. 가스는 특수 전기 필터와 세척탑을 통과하여 비소 화합물과 먼지로부터 정화됩니다. 수분은 건조탑에서 농축된 황산에 의해 흡수됩니다. 산소를 포함하는 정제된 가스는 열교환기에서 450°C까지 가열되고 접촉 장치로 들어갑니다. 접촉 장치 내부에는 촉매로 채워진 격자 선반이 있습니다.

이전에는 미세하게 분할된 금속 백금이 촉매로 사용되었습니다. 그 후 바나듐 화합물인 바나듐(V) 산화물 V 2 O 5 또는 바나딜 설페이트 VOSO 4로 대체되었는데, 이는 백금보다 저렴하고 독성이 더 천천히 나타납니다.

SO 2 의 SO 3 로의 산화 반응은 가역적입니다.

2SO 2 + O 2 2SO 3

로스팅 가스의 산소 함량을 높이면 황산화물(VI)의 수율이 증가합니다. 450°C의 온도에서 일반적으로 95% 이상에 도달합니다.

생성된 황산화물(VI)은 농축된 황산에 의해 흡수되는 흡수탑으로 역류로 공급됩니다. 포화되면 무수 황산이 먼저 형성된 다음 발연황산이 형성됩니다. 이어서, 발연황산을 98% 황산으로 희석하여 소비자에게 공급한다.

황산의 구조식:

^ 물리적 특성

황산은 + 10.4 ° C에서 거의 두 번 결정화되는 무거운 무색 유성 액체입니다. ( \u003d 1.83g / cm 3)는 물보다 무겁고 무취이며 비 휘발성입니다. 극도로 지그로스코픽. 많은 양의 열을 방출하여 수분을 흡수하므로 진한 황산에 물을 첨가할 수 없습니다. 산이 튀게 됩니다. 시간 동안-

황산은 물에 소량씩 첨가해야 합니다.

무수 황산은 최대 70%의 황산화물(VI)을 용해합니다. 가열되면 H 2 SO 4 의 질량 분율이 98.3%인 용액이 형성될 때까지 SO 3가 분리됩니다. 무수 H 2 SO 4는 거의 전기를 전도하지 않습니다.

^ 화학적 특성

1. 물과 임의의 비율로 혼합하여 다양한 조성의 수화물을 형성합니다.

H 2 SO 4 H 2 O, H 2 SO 4 2H 2 O, H 2 SO 4 3H 2 O, H 2 SO 4 4H 2 O, H 2 SO 4 6.5H 2 O

2. 농축 황산은 설탕, 종이, 나무, 섬유질과 같은 유기 물질을 탄화시켜 수분을 제거합니다.

C 12 H 22 O 11 + H 2 SO 4 \u003d 12C + H 2 SO 4 11H 2 O

생성된 석탄은 부분적으로 산과 상호작용합니다.

가스 건조는 황산에 의한 물의 흡수를 기반으로 합니다.

강한 비휘발성 산 H 2 SO 4 가 건조 염에서 다른 산을 대체하는 방법:

NaNO 3 + H 2 SO 4 \u003d NaHSO 4 + HNO 3

그러나 염 용액에 H 2 SO 4 를 첨가하면 산의 변위가 일어나지 않습니다.

H 2 SO 4 - 강한 이염기산: H 2 SO 4 H + + HSO - 4 HSO - 4 H + + SO 2- 4

그것은 비 휘발성 강산의 모든 특성을 가지고 있습니다.

묽은 황산은 비산화성 산의 모든 특성이 특징입니다. 즉: 수소까지의 금속 전압의 전기화학적 계열에 있는 금속과 상호 작용합니다.

금속과의 상호 작용은 수소 이온의 환원으로 인한 것입니다.

6. 진한 황산은 강한 산화제입니다. 가열되면 수소 다음으로 전기화학적 전압 계열에 있는 금속을 포함하여 대부분의 금속을 산화시키며 백금 및 금과만 반응하지 않습니다. 금속의 활성도에 따라 S -2 , S° 및 S +4 를 환원 생성물로 사용할 수 있습니다.

차갑고 진한 황산은 알루미늄, 철, 크롬과 같은 강한 금속과 상호 작용하지 않습니다. 이것은 금속의 패시베이션 때문입니다. 철제 용기에 담아 운반할 때 많이 사용하는 기능입니다.

그러나 가열될 때:

따라서 진한 황산은 산 형성제의 원자를 감소시켜 금속과 상호 작용합니다.

황산 이온 SO 2-4에 대한 정성적 반응은 물과 산에 불용성인 백색 결정질 침전물 BaSO 4가 형성되는 것입니다.

SO 2- 4 + Ba +2 BaSO 4 

애플리케이션

황산은 가장 중요한 제품비의 생산에 종사하는 주요 화학 산업

유기산, 알칼리, 염류, 광물질 비료및 염소.

다양한 응용 분야에서 황산은 산 중에서 1 위를 차지합니다. 가장 큰 수인과 질소 비료를 얻는 데 사용됩니다. 비휘발성인 황산은 염산, 불화수소산, 인산 및 아세트산과 같은 다른 산을 얻는 데 사용됩니다.

많은 부분이 가솔린, 등유, 윤활유와 같은 석유 제품의 정제에 사용됩니다. 유해한 불순물. 기계 공학에서 황산은 코팅 전에 산화물로부터 금속 표면을 청소하는 데 사용됩니다(니켈 도금, 크롬 도금 등). 황산은 폭발물, 인조 섬유, 염료, 플라스틱 및 기타 여러 제품의 생산에 사용됩니다. 배터리를 채우는 데 사용됩니다.

황산염이 중요합니다.

^ 황산나트륨 Na 2 SO 4 는 Na 2 SO 4 10H 2 O 수화물 형태로 수용액에서 결정화되며, 이를 Glauber's 염이라고 합니다. 완하제로 의학에서 사용됩니다. 무수 황산나트륨은 소다와 유리 생산에 사용됩니다.

^ 황산암모늄(NH 4) 2 SO 4 - 질소 비료.

황산칼륨 K 2 SO 4 - 칼륨 비료.

황산칼슘 CaSO 4는 석고 광물 CaSO 4 2H 2 O의 형태로 자연에서 발생합니다. 150 ° C로 가열되면 물의 일부를 잃고 탄 석고라고 불리는 2CaSO 4 H 2 O 조성의 수화물로 변합니다. 설화 석고. 설화 석고는 물과 혼합하여 반죽 덩어리로 만들면 잠시 후 다시 굳어 CaSO 4 2H 2 O로 변합니다. 석고는 건축(석고)에 널리 사용됩니다.

^ 황산마그네슘 MgSO4는 해수에서 발견되어 쓴맛을 유발합니다. 쓴맛이라고 불리는 결정질 수화물은 완하제로 사용됩니다.

황산염- 금속 Fe, Cu, Zn, Ni, Co의 결정질 황산염의 기술명(탈수염은 vitriol이 아님). 블루 vitriol CuSO 4 5H 2 O - 유독 물질 푸른 색의. 식물에 희석 용액을 뿌리고 파종하기 전에 종자를 옷을 입습니다. 벼루 FeSO 4 7H 2 O는 밝은 녹색 물질입니다. 식물 해충 방제, 잉크 제조, 광물성 페인트 등에 사용됩니다. 아연 vitriol ZnSO 4 7H 2 O는 광물성 페인트 생산, 친츠 인쇄 및 의약품 생산에 사용됩니다.

^ 4.5. 황산의 에스테르. 티오황산나트륨

황산 에스테르에는 디알킬 설페이트(RO 2 )SO 2 가 포함됩니다. 이들은 끓는점이 높은 액체입니다. 낮은 것은 물에 용해됩니다. 알칼리가 존재하면 알코올과 황산염을 형성합니다. 저급 디알킬 설페이트는 알킬화제입니다.

디에틸 설페이트(C 2 H 5) 2 SO 4 . 녹는점 -26°C, 끓는점 210°C, 알코올에 용해, 물에 용해되지 않음. 황산과 에탄올의 상호 작용으로 얻습니다. 유기 합성에서 에틸화제입니다. 피부를 통해 침투합니다.

디메틸설페이트(CH 3) 2 SO 4 . 녹는점 -26.8°C, 끓는점 188.5°C. 알코올에 녹여 봅시다. 물에 나쁩니다. 용매가 없을 때 암모니아와 반응(폭발성); 페놀 에스테르와 같은 일부 방향족 화합물을 설포네이트합니다. 150°C에서 60% 올륨과 메탄올의 상호작용에 의해 얻어지며 유기 합성에서 메틸화제입니다. 발암물질, 눈, 피부, 호흡기에 영향을 미칩니다.

^ 티오황산나트륨 나 2 S 2 O 3

2개의 황 원자가 다른 산화 상태를 갖는 티오황산 염: +6 및 -2. 물에 잘 녹는 결정성 물질. 그것은 일반적으로 차아황산염이라고 불리는 Na 2 S 2 O 3 5H 2 O 결정질 수화물의 형태로 생산됩니다. 끓는 동안 아황산나트륨과 황의 상호 작용에 의해 얻어집니다.

Na 2 SO 3 + S \u003d Na 2 S 2 O 3

티오황산과 마찬가지로 강한 환원제이며 염소에 의해 쉽게 황산으로 산화됩니다.

Na 2 S 2 O 3 + 4Cl 2 + 5H 2 O \u003d 2H 2 SO 4 + 2NaCl + 6HCl

염소를 흡수하기 위해 티오황산나트륨을 사용하는 것(첫 번째 방독면에서)은 이 반응을 기반으로 했습니다.

티오황산나트륨은 약한 산화제에 의해 다소 다르게 산화됩니다. 이 경우 테트라티온산 염이 형성됩니다. 예를 들면 다음과 같습니다.

2Na 2 S 2 O 3 + I 2 \u003d Na 2 S 4 O 6 + 2NaI

티오황산나트륨은 황으로부터 산업용 가스를 정제할 때 황 염료인 NaHSO 3 생산 시 부산물입니다. 직물을 표백한 후 미량의 염소를 제거하고 광석에서 은을 추출하는 데 사용됩니다. 사진의 고정제, 요오드 측정법의 시약, 비소 중독의 해독제, 수은 화합물 및 항염증제입니다.

황(IV) 산화물 및 아황산

황산화물(IV) 또는 이산화황은 정상적인 조건에서 자극적인 질식 냄새가 나는 무색 기체입니다. -10°C로 냉각되면 무색 액체로 액화됩니다.

영수증

1. 실험실 조건에서 산화황(IV)은 아황산 염에 대한 강산의 작용에 의해 아황산 염에서 얻습니다.

Na 2 SO 3 + H 2 SO 4 \u003d Na 2 SO 4 + SO 2 + H 2 O 2NaHSO 3 + H 2 SO 4 \u003d Na 2 SO 4 + 2SO 2 + 2H 2 O 2HSO - 3 + 2H + \u003d 2SO 2 + 2H2O

2. 또한 이산화황은 저활성 금속과 가열될 때 진한 황산의 상호 작용에 의해 형성됩니다.

Cu + 2H 2 SO 4 \u003d CuSO 4 + SO 2 + 2H 2 O

Cu + 4Н + + 2SO 2- 4 \u003d Cu 2+ + SO 2- 4 + SO 2 + 2H 2 O

3. 황산화물(IV)은 황이 공기나 산소에서 연소될 때도 형성됩니다.

4. 산업 조건에서 SO 2는 황철광 FeS 2 또는 비철금속(아연 블렌드 ZnS, 납 광택 PbS 등)의 유황 광석을 로스팅하여 얻습니다.

4FeS 2 + 11O 2 \u003d 2Fe 2 O 3 + 8SO 2

SO 2 분자의 구조식:

4개의 황 전자와 2개의 산소 원자에서 4개의 전자가 SO 2 분자의 결합 형성에 참여합니다. 결합 전자쌍과 공유되지 않은 황 전자쌍의 상호 반발은 분자에 각진 모양을 제공합니다.

화학적 특성

1. 산화황(IV)은 산성 산화물의 모든 특성을 나타냅니다.

물과의 상호작용

알칼리와의 상호작용,

염기성 산화물과의 상호 작용.

2. 산화황(IV)은 환원 특성이 특징입니다.

S +4 O 2 + O 0 2 "2S +6 O -2 3 (촉매 존재하, 가열될 때)

그러나 강력한 환원제가 존재하면 SO 2는 산화제처럼 행동합니다.

황 산화물(IV)의 산화환원 이중성은 황이 +4의 산화 상태를 가지므로 2개의 전자를 주고 S+6으로 산화되고 4개의 전자를 받으면 로 환원될 수 있다는 사실에 의해 설명됩니다. 에스 °. 이러한 특성 또는 기타 특성의 발현은 반응 성분의 특성에 따라 다릅니다.

산화 황 (IV)은 물에 잘 녹습니다 (40 부피의 SO 2는 20 ° C에서 1 부피에 용해됨). 이 경우 아황산은 수용액에만 존재합니다.

SO 2 + H 2 O "H 2 SO 3

반응은 가역적입니다. 수용액에서 산화황(IV)과 아황산은 화학적 평형 상태에 있으며 이는 대체될 수 있습니다. H 2 SO 3 결합시 (산의 중화

u) 반응은 아황산의 형성을 향해 진행된다. SO 2 를 제거할 때(질소 용액을 통해 불어 넣거나 가열), 반응은 출발 물질 쪽으로 진행됩니다. 황산 용액에는 항상 산화황(IV)이 포함되어 있어 매운 냄새가 납니다.

아황산은 산의 모든 특성을 가지고 있습니다. 용액에서 단계적으로 해리:

H 2 SO 3 "H + + HSO - 3 HSO - 3" H + + SO 2- 3

열적으로 불안정하고 휘발성입니다. 이염기성 산으로서 아황산은 두 가지 유형의 염을 형성합니다.

중간 - 아황산염 (Na 2 SO 3);

산성 - 하이드로설파이트(NaHSO 3).

아황산염은 산이 알칼리로 완전히 중화될 때 형성됩니다.

H 2 SO 3 + 2NaOH \u003d Na 2 SO 3 + 2H 2 O

염수 아황산염은 알칼리가 부족하여 얻습니다.

H 2 SO 3 + NaOH \u003d NaHSO 3 + H 2 O

아황산과 그 염은 산화 및 환원 특성을 모두 가지고 있으며 이는 반응 파트너의 특성에 따라 결정됩니다.

1. 따라서 산소의 작용하에 아황산염은 황산염으로 산화됩니다.

2Na 2 S +4 O 3 + O 0 2 \u003d 2Na 2 S +6 O -2 4

브롬 및 과망간산 칼륨을 사용한 아황산의 산화는 훨씬 더 쉽게 진행됩니다.

5H 2 S +4 O 3 +2KMn +7 O 4 \u003d 2H 2 S +6 O 4 +2Mn +2 S +6 O 4 + K 2 S +6 O 4 + 3H 2 O

2. 더 강력한 환원제가 있을 때 아황산염은 산화 특성을 나타냅니다.

아황산 염은 거의 모든 알칼리 금속의 아황산염과 아황산염을 용해시킵니다.

3. H 2 SO 3는 약산이므로 아황산염과 하이드로설파이트에 대한 산의 작용은 SO 2를 방출합니다. 이 방법은 일반적으로 실험실에서 SO 2를 얻을 때 사용됩니다.

NaHSO 3 + H 2 SO 4 \u003d Na 2 SO 4 + SO 2 + H 2 O

4. 수용성 아황산염은 쉽게 가수 분해되어 용액에서 OH - 이온의 농도가 증가합니다.

Na 2 SO 3 + NON "NaHSO 3 + NaOH

애플리케이션

산화황(IV)과 아황산은 많은 염료를 탈색시켜 무색 화합물을 형성합니다. 후자는 가열되거나 빛이 있으면 다시 분해되어 색상이 복원됩니다. 따라서 SO 2 및 H 2 SO 3 의 표백 효과는 염소의 표백 효과와 다릅니다. 일반적으로 유황(IV) rxide는 양모, 실크 및 짚을 희게 합니다.

산화황(IV)은 많은 미생물을 죽입니다. 따라서 곰팡이 균을 파괴하기 위해 축축한 지하실, 지하실, 와인 배럴 등을 훈증합니다. 과일과 열매의 운송 및 저장에도 사용됩니다. 다량의 황산화물 IV)는 황산을 생산하는 데 사용됩니다.

중요한 응용 분야는 목재 및 종이 펄프 처리에 사용되는 칼슘 하이드로설파이트 CaHSO 3 용액(아황산염 용액)입니다.