Chemiese eienskappe van swael. Karakterisering en kookpunt van swael

Swael is 'n chemiese element wat in die sesde groep en die derde periode van die periodieke tabel is. In hierdie artikel sal ons die chemiese en fisiese eienskappe, verkryging, gebruik, en so meer nader ondersoek. Die fisiese eienskap sluit in eienskappe soos kleur, die vlak van elektriese geleiding, die kookpunt van swael, ens. Chemiese beskryf egter die interaksie met ander stowwe.

Swael in terme van fisika

Dit is 'n brose stof. Onder normale omstandighede bly dit in 'n soliede aggregaat toestand. Die swael het 'n suurlemoengeel kleur. En vir die grootste deel het al sy verbindings geel skakerings. Dit word nie in water opgelos nie. Dit het lae hitte en elektriese geleidingsvermoë. Hierdie eienskappe kenmerk dit as 'n tipiese nie-metaal. Ten spyte van die feit dat die chemiese samestelling van swael glad nie ingewikkeld is nie, kan hierdie stof verskeie variasies hê. Alles hang af van die struktuur van die kristalrooster, met watter atome verbind word, dit vorm nie molekules nie.

Dus, die eerste opsie is ruitzwavel. Dit is die stabielste. Die kookpunt van swael van hierdie tipe is vierhonderd vyf-en-veertig grade Celsius. Maar om hierdie stof in 'n gasse-aggregaatstaat te slaag, moet dit eers deur die vloeistof beweeg. Dus, die smelt van swael vind plaas by 'n temperatuur wat honderd en dertien grade Celsius is.

Die tweede opsie is monokliniese swael. Dit is 'n naaldvormige kristal met 'n donkergeel kleur. Smelt van swael van die eerste tipe, en dan lei die stadige verkoeling tot die vorming van hierdie spesie. Hierdie verskeidenheid het feitlik dieselfde fisiese eienskappe. Byvoorbeeld, die kookpunt van swael van hierdie tipe is dieselfde vierhonderd vyf en veertig grade. Daarbenewens is daar 'n verskeidenheid van hierdie stof, soos plastiek. Dit word verkry deur in 'n koue water 'n kookrombie byna tot kookpunt te giet. Die kookpunt van swael van hierdie soort is dieselfde. Maar die stof het die eienskap van strek, soos rubber.

Nog 'n komponent van die fisiese eienskappe, wat ek graag wil sê, is die swael ontstekingstemperatuur. Hierdie aanwyser kan wissel afhangende van die tipe materiaal en die oorsprong daarvan. Byvoorbeeld, die tegniese swael ontsteking temperatuur is eenhonderd-en-negentig grade. Dit is 'n redelike lae koers. In ander gevalle kan die brandpunt van swael tweehonderd-agt-en-veertig grade en selfs tweehonderd ses-en-vyftig wees. Dit hang alles af van watter materiaal dit uitgehaal is, van watter digtheid dit beskik. Maar ons kan tot die gevolgtrekking kom dat die verbrandingstemperatuur van swael redelik laag is, in vergelyking met ander chemiese elemente, is dit 'n vlambare stof. Daarbenewens kan soms swael gekombineer word in molekules bestaande uit agt, ses, vier of twee atome. Nou, aangesien ons swael uit die oogpunt van fisika ondersoek het, gaan ons voort na die volgende afdeling.

Chemiese karakterisering van swael

Hierdie element het 'n relatief lae atoommassa, dit is gelyk aan twee-en-dertig gram per mol. Die eienskap van die element van swael bevat so 'n kenmerk van hierdie stof as die vermoë om 'n ander mate van oksidasie te besit. Dit is anders as, sê, waterstof of suurstof. Met inagneming van die vraag wat die chemiese eienskap van die element van swael is, is dit onmoontlik om dit nie te noem nie, afhangende van die omstandighede, vertoon dit beide reduksie- en oksiderende eienskappe. Dus, om die interaksie van 'n gegewe stof met verskeie chemiese verbindings te oorweeg.

Swael en eenvoudige stowwe

Eenvoudige stowwe is stowwe wat slegs een chemiese element in hul samestelling het. Sy atome kan in molekules gekombineer word, soos byvoorbeeld in die geval van suurstof, of hulle mag nie kombineer nie, soos in die geval van metale. Dus kan swael reageer met metale, ander nie-metale en halogene.

Interaksie met metale

Om hierdie soort proses uit te voer, is 'n hoë temperatuur nodig. Onder hierdie toestande vind 'n addisie reaksie plaas. Dit wil sê, die metaalatome kombineer met die swaelatome en vorm ook sulfiede op dieselfde tyd. Byvoorbeeld, as jy twee mol kalium verhit en dit met een mol swael meng, kry ons een mol van die sulfied van 'n gegewe metaal. Die vergelyking kan in die volgende vorm geskryf word: 2K + S = K ₂ S.

Reaksie met suurstof

Dit is die verbranding van swael. As gevolg van hierdie proses vorm sy oksied. Laasgenoemde kan van twee soorte wees. Daarom kan die verbranding van swael in twee fases voorkom. Die eerste is wanneer een mol swaweldioksied gevorm word uit een mol swael en een mol suurstof. Die vergelyking vir hierdie chemiese reaksie kan soos volg geskryf word: S + O ₂ = SO ₂ . Die tweede fase is die toevoeging van nog een suurstofatoom na die dioksied. Dit gebeur as een mol suurstof onder hoë temperatuur toestande aan twee mol swaeldioksied toegevoeg word. As gevolg daarvan kry ons twee mol swaweldrioksied. Die vergelyking van hierdie chemiese interaksie lyk soos volg: 2SO ₂ + O ₂ = 2SO ₃ . As gevolg van hierdie reaksie word swaelsuur gevorm. Dus, na die uitvoer van die twee beskryf prosesse, is dit moontlik om die gevolglike trioksied deur 'n straal waterdamp te slaag. En ons kry sulfaatsuur. Die vergelyking vir so 'n reaksie word soos volg geskryf: SO ₃ + H ₂ O = H ₂ SO ₄ .

Interaksie met halogene

Die chemiese eienskappe van swael, soos ander nie-metale, laat dit toe om met hierdie groep stowwe te reageer. Dit sluit in verbindings soos fluoor, broom, chloor, jodium. Swael reageer met enige van hulle, behalwe laasgenoemde. As voorbeeld kan ons die fluoridasieproses van die element van die Mendeleyev-tabel onder oorweging noem. Deur verhitting van die genoemde nie-metaal met halogeen kan twee variasies fluoried verkry word. Die eerste geval: as ons een mol swael en drie mol fluorine neem, kry ons een mol fluoried, waarvan die formule SF _{6 is} . Die vergelyking is soos volg: S + 3F ₂ = SF ₆ . Daarbenewens is daar 'n tweede opsie: as ons een mol swael en twee mol fluorine neem, kry ons een mol fluoried met die chemiese formule SF ₄ . Die vergelyking kan in die volgende vorm geskryf word: S + 2F ₂ = SF ₄ . Soos u kan sien hang dit alles af van die verhoudings waarin die komponente gemeng moet word. Op presies dieselfde manier is dit moontlik om die proses van swaelchlorering uit te voer (twee verskillende stowwe kan ook gevorm word) of bromering.

Interaksie met ander eenvoudige stowwe

Hierdeur eindig die eienskap van die swaelelement nie. Die stof kan ook chemies reageer met waterstof, fosfor en koolstof. As gevolg van die interaksie met waterstof word sulfiedsuur gevorm. As gevolg van sy reaksie met metale, is dit moontlik om hul sulfiede te verkry, wat op sy beurt ook direk verkry word deur die interaksie van swael met dieselfde metaal. Die byvoeging van waterstofatome tot swaelatome vind slegs plaas onder baie hoë temperatuurtoestande. In die reaksie van swael met fosfor vorm die fosfaat daarvan. Dit het die volgende formule: P ₂ S _3. Om een mol van hierdie stof te verkry, is dit nodig om twee mol fosfor en drie mol swael te neem. In die interaksie van swael met koolstof word die karbied van die nie-metaal onder oorweging gevorm. Die chemiese formule lyk soos volg: CS ₂ . Om een mol van hierdie stof te kry, moet jy een mol koolstof en twee mol swael inneem. Al die addisie reaksies wat hierbo beskryf word, vind slegs plaas wanneer die reagense verhit word tot hoë temperature. Ons het die interaksie van swael met eenvoudige stowwe oorweeg, en gaan nou verder na die volgende punt.

Swael en komplekse verbindings

Komplekse word daardie stowwe genoem, waarvan die molekules bestaan uit twee (of meer) verskillende elemente. Die chemiese eienskappe van swael laat dit toe om met verbindings soos alkalieë, sowel as gekonsentreerde sulfaatsuur, te reageer. Die reaksies met hierdie stowwe is nogal eienaardig. Eerstens, laat ons kyk na wat gebeur wanneer die betrokke nie-metaal met alkali gemeng word. Byvoorbeeld, as ons ses mol kaliumhidroksied neem en drie mol swael by hulle voeg, kry ons twee mol kaliumsulfied, een mol van die sulfiet van die metaal en drie mol water. Hierdie soort reaksie kan uitgedruk word deur die volgende vergelyking: 6KOH + 3S = 2K ₂ S + K2SO ₃ + 3H ₂ O. Volgens dieselfde beginsel vind interaksie plaas indien natriumhidroksied bygevoeg word . Kyk dan na die gedrag van swael wanneer dit 'n gekonsentreerde oplossing van sulfaatsuur byvoeg. As ons een mol van die eerste en twee mol van die tweede stof inneem, kry ons die volgende produkte: swael trioksied in 'n hoeveelheid van drie mol, en ook water - twee mol. Hierdie chemiese reaksie kan slegs uitgevoer word deur die reagense te verhit tot 'n hoë temperatuur.

Voorbereiding van die nie-metaal onder oorweging

Daar is verskeie basiese maniere waarop jy swael uit 'n verskeidenheid stowwe kan onttrek. Die eerste metode is om dit van piriet te isoleer. Die chemiese formule van laasgenoemde is FeS ₂ . Wanneer hierdie stof verhit word tot 'n hoë temperatuur sonder toegang tot suurstof, kan 'n ander ystersulfied, FeS en swael verkry word. Die reaksievergelyking word in die volgende vorm geskryf: FeS ₂ = FeS + S. Die tweede metode om swael te verkry, wat dikwels in die industrie gebruik word, is die verbranding van swawelsulfied onder die toestand van 'n klein hoeveelheid suurstof. In hierdie geval is dit moontlik om die oorweeg nie-metaal en water te verkry. Om die reaksie uit te voer, is dit nodig om die komponente in 'n molêre verhouding van twee tot een te neem. As gevolg hiervan kry ons die finale produkte in proporsies van twee tot twee. Die vergelyking van hierdie chemiese reaksie kan soos volg geskryf word: 2H ₂ S + O ₂ = 2S + 2H ₂ O. Daarbenewens kan swael verkry word in 'n verskeidenheid metallurgiese prosesse, byvoorbeeld by die vervaardiging van metale soos nikkel, koper en ander.

Gebruik in die industrie

Die breedste toepassing van die nie-metaal wat ons oorweeg word, word in die chemiese bedryf aangetref. Soos reeds hierbo genoem, word dit hier gebruik om sulfaatsuur te verkry. Daarbenewens word swael as komponent gebruik om wedstryde te maak, aangesien dit 'n vlambare materiaal is. Dit is onmisbaar in die vervaardiging van plofstof, kruit, Bengale ligte, ens. Daarbenewens word swael gebruik as een van die bestanddele van plaagbeheer. In medisyne word dit gebruik as 'n komponent in die vervaardiging van dwelms vir velsiektes. Ook word die betrokke stof gebruik in die vervaardiging van 'n verskeidenheid kleurstowwe. Daarbenewens word dit gebruik in die vervaardiging van fosfor.

Elektroniese struktuur van swael

Soos bekend, bestaan alle atome uit 'n kern waarin die protone geleë is - positief gelaaide deeltjies - en neutrone, dit wil sê deeltjies wat nul beheer het. Om die kern draai elektrone, waarvan die lading negatief is. Vir 'n atoom om neutraal te wees, moet sy struktuur dieselfde aantal protone en elektrone hê. As laasgenoemde groter is, is dit reeds 'n negatiewe ioon-anioon. As die teendeel - die aantal protone groter is as die aantal elektrone - is dit 'n positiewe ioon of katioon. Die swaelanion kan optree as 'n suurresidu. Dit is deel van die molekules van stowwe soos sulfiedsuur (waterstofsulfied) en metaalsulfiede. Anion word gevorm tydens elektrolytiese dissosiasie, wat voorkom wanneer die stof in water opgelos word. In hierdie geval ontbind die molekule in 'n katioon, wat as 'n metaalioon of waterstof verteenwoordig kan word, sowel as 'n katioonion van die suurresidu of hidroksielgroep (OH-). Aangesien die reeks van swael in die periodieke tabel sestien is, kan daar afgelei word dat daar presies so 'n aantal protone in sy kern is. As gevolg hiervan kan ons sê dat daar ook sestien elektrone omdraai. Die aantal neutrone kan bepaal word deur die bestelnommer van die chemiese element van die molêre massa af te trek: 32-16 = 16. Elke elektron draai nie chaoties nie, maar in 'n sekere omwenteling. Aangesien swael 'n chemiese element is wat tot die derde periode van die periodieke tabel behoort, is daar drie wentelbane om die kern. Op die eerste van hulle is twee elektrone op die tweede - agt, op die derde - ses. Die elektroniese formule van die swaelatoom word soos volg geskryf: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p4.

Voorkoms in die natuur

In die algemeen word die betrokke chemiese element in minerale aangetref, wat sulfiede van verskillende metale is. Eerstens, hierdie piriet is die sout van yster; Dit is ook lood, silwer, koper glans, sinkblende, cinnabar - kwiksulfied. Daarbenewens kan swael ook die samestelling van minerale betree, waarvan die struktuur deur drie of meer chemiese elemente verteenwoordig word. Byvoorbeeld, chalopiriet, mirabiliet, kieseriet, gips. Jy kan elkeen van hulle meer in detail ondersoek. Pyriet is 'n sulfied van ferrum, of FeS ₂ . Dit het 'n ligte geel kleur met 'n goue glans. Hierdie mineraal kan dikwels gevind word as 'n onreinheid in lapis lazuli, wat wyd gebruik word vir die maak van juweliersware. Dit is te danke aan die feit dat hierdie twee minerale dikwels 'n gewone deposito het. Koper glans - chalcocite, of chalcosine - is 'n blougrys stof, soortgelyk aan metaal. Loodglans (galena) en silwer skyn (argentiet) het soortgelyke eienskappe: hulle lyk beide metale in voorkoms, hulle het 'n grys kleur. Cinnabar is 'n bruinrooi, dowwe mineraal met grys bevrugtings. Chalcopyrite, waarvan die chemiese formule CuFeS ₂ , goue geel is, word dit ook goue versnit genoem. Sinkblende (sphaleriet) kan 'n kleur hê van amber tot vurige oranje. Mirabiliet - Na ₂ SO ₄ x10H ₂ O - deursigtige of wit kristalle. Dit word ook glauber sout genoem, wat in medisyne gebruik word. Die chemiese formule van kieseriet is MgSO ₄ xH ₂ O. Dit lyk soos 'n wit of kleurlose poeier. Die chemiese formule van gips is CaSO ₄ x 2H ₂ O. Daarbenewens is hierdie chemiese element deel van die selle van lewende organismes en is dit 'n belangrike mikroelement.