황산화물의 산화성 4. 황화합물의 화학적 성질

산화 환원 공정에서 이산화황은 이 화합물의 원자가 +4의 중간 산화 상태를 갖기 때문에 산화제와 환원제가 모두 될 수 있습니다.

산화제 SO 2는 예를 들어 다음과 같이 더 강력한 환원제와 어떻게 반응합니까?

SO2 + 2H2S \u003d 3S ↓ + 2H2O

환원제 SO 2는 예를 들어 촉매의 존재 하에서 다음과 같이 더 강한 산화제와 어떻게 반응합니까?

2SO2 + O2 \u003d 2SO3

SO 2 + Cl 2 + 2H 2 O \u003d H 2 SO 3 + 2HCl

영수증

1) 이산화황은 유황 연소 중에 형성됩니다.

2) 산업에서는 황철석을 소성하여 얻습니다.

3) 실험실에서 이산화황을 얻을 수 있습니다.

Cu + 2H2SO4 \u003d CuSO4 + SO2 + 2H2O

애플리케이션

이산화황은 다양한 제품을 표백하기 위해 섬유 산업에서 널리 사용됩니다. 또한 온실과 지하실에서 유해한 미생물을 파괴하기 위해 농업에 사용됩니다. 대량으로 SO 2는 황산 생산에 사용됩니다.

황산화물(VI) – 그래서 3 (무수황산)

무수 황산 SO 3는 무색 액체로 17 ° C 미만의 온도에서 흰색 결정 덩어리로 변합니다. 수분을 매우 잘 흡수합니다(흡습성).

화학적 특성

산-염기 속성

전형적인 산성 산화물 황산 무수물이 상호작용하는 방식:

SO3 + CaO = CaSO4

c) 물로:

SO3 + H2O \u003d H2SO4

SO 3의 특별한 특성은 황산에 잘 녹는 능력입니다. 황산의 SO 3 용액을 발연 황산이라고합니다.

기름 형성: H 2 SO 4 + N SO 3 \u003d H 2 SO 4 ∙ N그래서 3

산화환원 특성

산화황(VI)은 강한 산화 특성을 특징으로 합니다(일반적으로 SO 2로 환원됨).

3SO 3 + H 2 S \u003d 4SO 2 + H 2 O

얻기 및 사용하기

이산화황의 산화 중에 무수 황산이 형성됩니다.

2SO2 + O2 \u003d 2SO3

순수한 형태의 무수황산은 실용적인 가치가 없습니다. 황산 생산의 중간체로 얻습니다.

H2SO4

황산에 대한 언급은 아랍과 유럽의 연금술사들 사이에서 처음 발견되었습니다. 황산철 (FeSO 4 · 7H 2 O)을 공기 중에서 하소하여 얻었습니다 : 2FeSO 4 \u003d Fe 2 O 3 + SO 3 + SO 2 또는 다음과의 혼합물 : 6KNO 3 + 5S \u003d 3K 2 SO 4 + 2SO 3 + 3N 2 및 무수 황산의 방출 증기가 응축되었습니다. 수분을 흡수하여 기름으로 변했습니다. 제조 방법에 따라 H 2 SO 4는 vitriol 오일 또는 유황 오일이라고 불렀습니다. 1595년 연금술사 Andreas Libavius는 두 물질의 정체를 확립했습니다.

오랫동안 vitriol 오일은 널리 사용되지 않았습니다. 그것에 대한 관심은 18세기 이후 크게 증가하였다. 안정적인 파란색 염료인 인디고 카민이 발견되었습니다. 황산 생산을 위한 최초의 공장은 1736년 런던 근처에 설립되었습니다. 이 공정은 바닥에 물을 붓는 납실에서 수행되었습니다. 질산염과 유황의 녹은 혼합물이 챔버의 상부에서 태워진 다음 공기가 유입되었습니다. 필요한 농도의 산이 용기 바닥에 형성될 때까지 절차를 반복했습니다.

19세기 방법이 개선되었습니다. 초석 대신 질산이 사용되었습니다 (챔버에서 분해 될 때 제공됨). 아질산 가스를 시스템으로 되돌리기 위해 전체 공정인 타워 공정에 이름을 부여한 특수 타워가 설계되었습니다. 탑 방식에 따라 운영되는 공장은 오늘날에도 여전히 존재합니다.

황산은 무색 및 무취의 흡습성 중유성 액체입니다. 물에 잘 녹습니다. 진한 황산이 물에 녹으면 많은 양의 열이 방출되므로 조심스럽게 물에 붓고 (그 반대도 마찬가지입니다!) 용액을 혼합하십시오.

H2SO4 함량이 70% 미만인 물에 황산이 용해된 용액을 일반적으로 묽은 황산이라고 하고 70%를 초과하는 용액을 진한 황산이라고 합니다.

화학적 특성

산-염기 속성

묽은 황산은 강산의 모든 특성을 나타냅니다. 그녀는 다음과 같이 반응합니다.

H 2 SO 4 + NaOH \u003d Na 2 SO 4 + 2H 2 O

H 2 SO 4 + BaCl 2 \u003d BaSO 4 ↓ + 2HCl

Ba 2+ 이온과 황산염 이온 SO 4 2+의 상호 작용 과정은 백색 불용성 침전물 BaSO 4 를 형성합니다. 이것 황산이온에 대한 정성적 반응.

레독스 속성

묽은 H 2 SO 4 에서 H + 이온은 산화제이고 농축된 H 2 SO 4 황산염 이온은 SO 4 2+ 입니다. SO 4 2+ 이온은 H + 이온보다 더 강력한 산화제입니다(다이어그램 참조).

안에 묽은 황산전기화학적 전압 계열에 있는 금속을 용해 수소에. 이 경우 금속 황산염이 형성되고 방출됩니다.

Zn + H2SO4 \u003d ZnSO4 + H2

수소 다음의 전기화학적 전압 계열에 있는 금속은 묽은 황산과 반응하지 않습니다.

구리 + H2SO4 ≠

진한 황산특히 가열하면 강한 산화제입니다. 그것은 많은 유기 물질을 산화시킵니다.

진한 황산이 수소 (Cu, Ag, Hg) 이후 전기 화학적 일련의 전압에있는 금속과 상호 작용하면 황산의 환원 생성물 인 SO 2뿐만 아니라 금속 황산염이 형성됩니다.

아연과 황산의 반응

더 많은 활성 금속(Zn, Al, Mg)을 사용하면 진한 황산을 유리 상태로 줄일 수 있습니다. 예를 들어, 황산이 산의 농도에 따라 상호 작용할 때 다양한 황산 환원 생성물이 동시에 형성될 수 있습니다 - SO 2, S, H 2 S:

Zn + 2H 2 SO 4 \u003d ZnSO 4 + SO 2 + 2H 2 O

3Zn + 4H2SO4 = 3ZnSO4 + S↓ + 4H2O

4Zn + 5H2SO4 = 4ZnSO4 + H2S + 4H2O

추위에서 농축 황산은 예를 들어 일부 금속을 부동태화하므로 철 탱크로 운송됩니다.

Fe + H2SO4 ≠

농축 황산은 일부 비금속 (등)을 산화시켜 황산화물 (IV) SO 2로 회수합니다.

S + 2H2SO4 \u003d 3SO2 + 2H2O

C + 2H2SO4 \u003d 2SO2 + CO2 + 2H2O

얻기 및 사용하기

산업계에서 황산은 접촉에 의해 얻어진다. 획득 프로세스는 세 단계로 진행됩니다.

황철석을 로스팅하여 SO 2 얻기:

4FeS2 + 11O2 = 2Fe2O3 + 8SO2

촉매 존재 하에 SO 2 에서 SO 3 로의 산화 - 바나듐(V) 산화물:

2SO2 + O2 \u003d 2SO3

황산에서 SO3의 용해:

H2SO4+ N SO 3 \u003d H 2 SO 4 ∙ N그래서 3

생성된 발연유는 철제 탱크로 운반됩니다. 필요한 농도의 황산은 발연황산을 물에 부어서 얻습니다. 이것은 다이어그램으로 표현할 수 있습니다.

H 2 SO 4 ∙ N SO3 + H2O \u003d H2SO4

황산은 국가 경제의 다양한 분야에서 다양한 용도를 찾습니다. 그것은 비료, 다양한 염료 및 의약품 생산을 위해 다른 산 생산에 가스 건조에 사용됩니다.

황산염

대부분의 황산염은 물에 매우 잘 녹습니다(약간 용해성 CaSO 4 , 더 적은 PbSO 4 및 실질적으로 불용성 BaSO 4). 결정수를 포함하는 일부 황산염은 vitriol이라고 합니다.

CuSO 4 ∙ 5H 2 O 황산구리

FeSO 4 · 7H 2 O 황산제일철

황산 염에는 모든 것이 있습니다. 난방과의 관계는 특별합니다.

활성 금속의 황산염 ( , )은 1000 ° C에서도 분해되지 않는 반면 다른 것 (Cu, Al, Fe)은 약간 가열하면 금속 산화물과 SO3로 분해됩니다.

CuSO4 \u003d CuO + SO3

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*기록의 이미지는 황산구리 사진입니다.

유황은 D.I의 화학 원소 주기율표의 VIa 그룹에 있습니다. 멘델레예프.
유황의 외부 에너지 준위는 3s 2 3p 4 를 갖는 6개의 전자를 포함합니다. 금속 및 수소가 있는 화합물에서 황은 산소 및 기타 활성 비금속이 있는 화합물(양수 +2, +4, +6)에서 원소 -2의 음의 산화 상태를 나타냅니다. 유황은 대표적인 비금속으로, 변형의 종류에 따라 산화제와 환원제가 될 수 있다.

자연에서 유황 찾기

유황은 자유(천연) 상태 및 결합 형태로 발생합니다.

가장 중요한 천연 황 화합물:

FeS 2 - 황철광 또는 황철석,

ZnS - 아연 블렌드 또는 섬아연석(wurtzite),

PbS - 납 광택 또는 방연광,

HgS - 진사,

Sb 2 S 3 - 안티몬.

또한 유황은 석유, 천연 석탄, 천연 가스, 천연수 (황산 이온 형태로 담수의 "영구적"경도를 유발함)에 존재합니다. 많은 단백질의 필수적인 부분인 고등 유기체의 필수 요소는 모발에 집중되어 있습니다.

황의 동소체 변형

동소체- 이것은 동일한 원소가 다른 분자 형태로 존재할 수 있는 능력입니다(분자는 동일한 원소의 다른 수의 원자를 포함합니다(예: O 2 및 O 3, S 2 및 S 8, P 2 및 P 4 등). .).

유황은 안정한 사슬과 원자의 순환을 형성하는 능력으로 구별됩니다. 가장 안정한 것은 사방정계 및 단사정계 황을 형성하는 S 8 입니다. 이것은 결정질 유황 - 부서지기 쉬운 노란색 물질입니다.

열린 사슬에는 유황 용융물을 급격하게 냉각시켜 얻은 갈색 물질인 플라스틱 유황이 있습니다(플라스틱 유황은 몇 시간 후에 부서지기 쉽고 노란색으로 변하고 점차 마름모꼴로 변합니다).

1) 마름모꼴 - S 8

t°pl. = 113℃; r \u003d 2.07g / cm3

가장 안정적인 버전.

2) 단사정계 - 암황색 바늘

t°pl. = 119℃; r \u003d 1.96g / cm3

96°C 이상의 온도에서 안정적입니다. 정상적인 조건에서는 마름모꼴로 변합니다.

3) 플라스틱 - 갈색 고무질(무정형) 덩어리

불안정하고 굳으면 마름모꼴로 변합니다.

유황 회수

산업적 방법은 증기를 사용하여 광석을 제련하는 것입니다.
황화수소의 불완전 산화(산소 부족):

2H2S + O2 → 2S + 2H2O

바켄로더 반응:

2H2S + SO2 → 3S + 2H2O

유황의 화학적 성질

유황의 산화 특성
(에스 0 + 2에→ 에스 -2 )

1) 유황은 가열하지 않고 알칼리와 반응합니다.

S + O 2 – t° → 에스 +4 오 2

2S + 3O 2 - t °; pt → 2S +6 O 3

4) (요오드 제외):

S + Cl2 → S +2 클 2

S+3F2 → SF6

복합 물질:

5) 산으로 - 산화제:

S + 2H2SO4(농도) → 3S +4O2 + 2H2O

S + 6HNO3(농축) → H2S +6O4 + 6NO2 + 2H2O

불균형 반응:

6) 3S 0 + 6KOH → K 2 S +4 O 3 + 2K 2 S -2 + 3H 2 O

7) 황은 아황산나트륨 농축 용액에 용해됩니다.

S 0 + Na 2 S +4 O 3 → Na 2 S 2 O 3 티오황산나트륨

황산화물(IV)은 산성 특성을 가지며, 이는 기본 특성을 나타내는 물질과의 반응에서 나타납니다. 산성 특성은 물과 상호 작용할 때 나타납니다. 이 경우 황산 용액이 형성됩니다.

이산화황에서 황의 산화 상태(+4)는 이산화황의 환원 및 산화 특성을 결정합니다.

음성 전화: S + 4 - 2e => S + 6

10월: S+4 + 4e => S0

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

2SO2 + O2 = 2SO3

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

O20 + 4e => 2O-2 1

강한 환원제를 사용하면 가스가 산화 특성을 나타냅니다. 예를 들어 이산화황과 황화수소를 혼합하면 정상적인 조건에서 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. 중간 강도의 산이며 단계적으로 해리됩니다. 황산에 알칼리를 첨가하면 염이 형성된다. 아황산은 중간 아황산염과 산성 하이드로아황산염의 두 가지 계열의 염을 제공합니다.

황(VI) 산화물

삼산화황은 산성 특성을 나타냅니다. 물과 격렬하게 반응하여 많은 양의 열을 방출합니다. 이 반응은 화학 산업에서 가장 중요한 제품인 황산을 얻는 데 사용됩니다.

SO3 + H2O = H2SO4

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

2SO3 + C = 2SO2 + CO2

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

C0 - 4e => C+4 2

황산은 산-염기, 이온 교환, 산화 환원의 세 가지 유형의 반응에 들어갑니다. 또한 유기 물질과도 적극적으로 상호 작용합니다.

산-염기 반응

황산은 염기 및 염기성 산화물과의 반응에서 산성 특성을 나타냅니다. 이러한 반응은 묽은 황산으로 가장 잘 수행됩니다. 황산은 이염기성이므로 중간염(황산염)과 산성염(수소황산염)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. 기체 발생은 분해되어 기체(탄산, 황, 황화수소)를 형성하거나 염산과 같은 휘발성 산을 형성하는 불안정한 산 염과의 반응에서 발생합니다.

산화 환원 반응

황산은 산화 환원 반응에서 그 특성을 가장 명확하게 나타냅니다. 그 구성의 황은 +6의 가장 높은 산화 상태를 갖기 때문입니다. 황산의 산화 특성은 예를 들어 구리와의 반응에서 찾을 수 있습니다.

황산 분자에는 두 가지 산화 원소가 있습니다. +6 및 수소 이온 H+. 구리는 수소에 의해 +1 산화 상태로 산화될 수 없지만 황은 가능합니다. 이것이 구리와 같은 비활성 금속이 황산으로 산화되는 이유입니다.

황에 대한 +4 산화 상태는 매우 안정적이며 SHal 4 테트라할라이드, SOHal 2 옥소디할라이드, SO 2 이산화물 및 이들의 상응하는 음이온에서 그 자체를 나타냅니다. 우리는 이산화황과 아황산의 특성에 대해 알게 될 것입니다.

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. SO 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 공진 구조가 주요 기여를 합니다. 분자는 높은 열 안정성을 특징으로 합니다.

물리적 특성

정상적인 조건에서 이산화황 또는 이산화황은 자극적 인 질식 냄새가 나는 무색 가스이며 녹는점은 -75 °C, 끓는점은 -10 °C입니다. 물에 잘 녹자. 20 °C의 물 1부피에 40부피의 이산화황이 용해된다. 독성 가스.

황산화물(IV)의 화학적 성질

이산화황은 반응성이 높습니다. 이산화황은 산성 산화물입니다. 그것은 수화물의 형성과 함께 물에 잘 녹습니다. 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 하이드로아황산나트륨을 형성합니다.

2NaOH + SO2 = Na2SO3 + H2O;

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

이산화황은 산화환원 이중성을 특징으로 하며, 예를 들어 환원 특성을 나타내면 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 무수황산으로 산화됨:

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

예를 들어 다음과 같은 강력한 환원제와 상호 작용할 때 산화 특성을 나타냅니다.

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

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. 황산과 그 염

이산화황이 물에 용해되면 약한 아황산이 형성되고 용해 된 SO 2의 대부분은 SO 2 H 2 O의 수화 형태이며 냉각시 결정 수화물도 방출되며 소량 만 아황산 분자는 아황산염과 하이드로아황산염 이온으로 해리됩니다. 자유 상태에서 산은 분리되지 않습니다.

이염기이기 때문에 중간 - 아황산염과 산성 - 하이드로아황산염의 두 가지 유형의 염을 형성합니다. 알칼리 금속 아황산염과 알칼리 및 알칼리 토금속의 히드로아황산염만 물에 용해됩니다.

황산화물(IV)은 산성 특성을 가지며, 이는 기본 특성을 나타내는 물질과의 반응에서 나타납니다. 산성 특성은 물과 상호 작용할 때 나타납니다. 이렇게 하면 황산 용액이 생성됩니다.

이산화황에서 황의 산화 상태(+4)는 이산화황의 환원 및 산화 특성을 결정합니다.

일반적으로 열대 과일 주스에서 발견되는 높은 셀룰로오스 함량으로 인해 이러한 효소를 열적으로 비활성화하기 어렵기 때문에 이러한 효소는 주스 가공 중에 완전히 비활성화되지 않을 수 있습니다. 아황산염을 첨가하면 제품 가공 및 보관 중에 아스코르브산의 분해를 방지하여 아스코르브산 옥시다제 13 효소에 의한 산화를 방지합니다.

비효소 갈변 제어. 과일 주스에는 특정한 색, 향 및 향 특성이 있습니다. 일반적으로 이러한 특성은 가공 및 보관 중에 수정되어 제품의 전반적인 품질 저하로 이어집니다. 과일 주스에서 가장 중요한 세 가지 비효소적 흑화 메커니즘은 다음과 같습니다. 2 - 아스코르빈산을 푸르푸랄 및 알파-케토굴론산으로 산화시켜 질소 화합물의 존재 하에 암갈색 안료를 형성함; 단순한 중합을 생성하는 것 이외에 형성된 푸르푸르 밝은 갈색 안료; 3 - 설탕에 대한 산의 작용으로 발생하는 설탕의 캐러멜화는 멜라노이딘, 갈색 색소 47의 형성을 중합하는 하이드록시메틸푸르푸랄의 형성을 초래합니다.

음성 전화: S + 4 - 2e => S + 6

10월: S+4 + 4e => S0

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

2SO2 + O2 = 2SO3

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

O20 + 4e => 2O-2 1

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

비효소적 흑화반응은 필수아미노산, 아스코르빈산 등의 영양소 파괴로 이어지고, 단백질 소화율 저하, 소화효소 작용 억제, 금속이온 착물화 촉진으로 미네랄 흡수 방해 메일라드 반응 19로 인해 잠재적으로 독성이 있는 변이원성 제품이 형성될 수 있습니다.

일반적으로 비효소적 갈변은 낮은 보관 온도, 포장에서 산소 제거, 아황산염과 같은 화학적 억제제를 사용하는 다양한 방법으로 억제하거나 제어할 수 있습니다. .

2H2S + SO2 = 3S + 2H2O

S-2 - 2e => S0 2

S+4 + 4e => S0 1

이산화황이 비효소적 갈변을 억제하는 화학적 메커니즘은 완전히 이해되지 않았으며 중아황산염과 설탕 분자 및 비타민 C10의 활성 카르보닐기의 반응으로 여겨집니다. , 알데히드, 케톤, 단백질 및 안토시아닌 53, 결합 형태의 아황산염은 산성 식품에서 감소합니다. 반응 정도는 pH, 온도, 아황산염 농도 및 제품에 존재하는 반응성 성분에 따라 다릅니다.

황(VI) 산화물

SO3 + H2O = H2SO4

식품첨가물의 사용을 규제하는 원칙 중 하나는 안전성이지만 모든 사람에 대한 독성의 절대적인 증거를 결정하는 것은 불가능합니다. 독성 테스트는 특정 섭취율과 관련하여 실험 동물의 생리적 효과를 나타냅니다.

이 그룹은 아황산염이 실험실 동물에서 기형 유발, 돌연변이 유발 또는 발암성이 아니라고 결론지었습니다. 그들은 또한 중요한 독성학적 또는 신진대사 데이터를 발견하지 못했습니다.54 아황산염은 신선하고 신선한 과일과 채소를 함유하고 있기 때문에 샐러드에 사용하기 위해 레스토랑 주인들에게 인기가 있었지만 일부 사람들이 위험한 알레르기 반응을 보이면서 사용이 금지되었습니다. 결과적으로, 많은 제품에서 첨가된 아황산염의 작은 비율만이 최종 제품(18)에서 자유 형태로 남아 있습니다.

2SO3 + C = 2SO2 + CO2

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

C0 - 4e => C+4 2

황산은 산-염기, 이온 교환, 산화 환원의 세 가지 유형의 반응에 들어갑니다. 또한 유기 물질과도 적극적으로 상호 작용합니다.

산-염기 반응

아황산염의 생체 변환은 조직, 주로 심장, 간 및 신장에 존재하는 미토콘드리아에 위치한 아황산염 산화 효소의 작용에 의한 황산염으로의 산화로 구성됩니다. 인체에서 이 효소는 또한 황 아미노산을 아황산염으로 변환합니다. 이 정상적인 대사 과정은 이러한 아미노산을 쉽게 제거되는 황산염으로 산화시켜 이러한 아미노산의 과잉을 조절합니다. 연구된 모든 종에서 섭취된 대부분의 아황산염은 황산염으로 빠르게 배설되며, 이는 단백질과 상호 작용하여 체내에 저장될 수 있는 단백질-티오술포네이트 복합체를 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 섭취하면 더 빠른 속도로 수행됩니다. 기체 발생은 분해되어 기체(탄산, 황, 황화수소)를 형성하거나 염산과 같은 휘발성 산을 형성하는 불안정한 산 염과의 반응에서 발생합니다.

천식 및 아황산염 산화 효소가 결핍된 사람들은 민감하지 않고 일정량의 아황산염을 견딜 수 있습니다. 아황산염을 황산염으로 산화시키는 또 다른 비특이적 효소인 크산틴 산화효소 21이 있습니다. Taylor 19에 따르면 아황산염 민감성과 관련된 유일한 부작용은 천식이지만 천식 환자 중 적은 비율만이 아황산염에 민감합니다.

식품 첨가물은 식품의 생산, 가공, 준비, 가공, 포장, 보관, 운송 또는 취급에서 물리적, 화학적, 생물학적 또는 감각적 특성을 변경할 목적으로 영양 목적 없이 식품에 의도적으로 첨가되는 첨가제입니다. 그러나 영양 보충제의 개념은 국가마다 크게 다릅니다. 개별 물질이 한 국가에서는 첨가제로 사용되고 다른 국가에서는 금지될 수 있습니다.

산화 환원 반응

브라질에서 첨가물은 23가지 기능성 등급으로 분류되며, 그 중 방부제는 미생물이나 효소에 의해 식품이 변질되는 것을 방지하거나 지연시키는 물질로 정의됩니다. 이산화황 및 그 파생물은 보수적 59로 분류됩니다.

그러나 캐슈 주스의 특별한 경우에는 다른 과일 주스보다 더 높은 수준의 이산화황을 사용해야 갈변 및 영양 향, 풍미 및 가치 특성의 손실을 방지할 수 있습니다. 이산화황을 첨가한 후 열처리하여 열대 과일 주스를 보존하는 방법은 이 첨가물이 미생물 제어와 효소 및 비효소적 토스트에 효과적인 것으로 입증되어 가공 주스의 품질 유지에 크게 기여하므로 가공 산업에서 가장 많이 사용되는 방법입니다. 더 오랜 기간 동안.

묽은 황산 용액에서 산화제는 주로 수소 이온 H+입니다. 농축 용액, 특히 뜨거운 용액에서는 +6 산화 상태의 황의 산화 특성이 우세합니다.

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마름모꼴, 단사정계, 가소성 황과 같은 황의 몇 가지 동소체 변형이 알려져 있습니다. 가장 안정적인 변형은 마름모꼴 황이며 다른 모든 변형은 잠시 후 자발적으로 바뀝니다.

또한 이 첨가제는 브라질 법에서 허용하는 한도를 초과하지 않는 한 독성학적으로 안전한 것으로 간주됩니다. 음료 우승자: 스포츠 영양에서 아미노산과 펩타이드의 사용. 기능성 제품: 일본식 접근.

건강과 질병 분야의 현대 영양. 8판. 열대 과일 가공 협회. 과일 주스 수출 보고서. 브라질 농업 연감. 아황산염 식품 첨가물: 금지할지 말지? 식품 내 아황산염 검토: 분석 방법론 및 발표된 결과.

유황은 더 강력한 산화제와 상호 작용할 때 전자를 제공할 수 있습니다.

이 반응에서 황은 환원제입니다.

황산화물(VI)은 고압 또는 고압이 존재하는 경우에만 형성될 수 있음을 강조해야 합니다(아래 참조).

금속과 상호 작용할 때 황은 산화 특성을 나타냅니다.

주스, 셀룰로오스 및 산 제품의 미생물학. 이산화황, 아스코르브산 및 아질산과 관련된 식품 첨가물과 첨가물의 상호 작용 - 검토. 항균 식품 첨가물: 특성 사용 효과. 2판. 브라우닝 제품: 아황산염, 항산화제 및 기타 수단의 제어.

식품의 화학적 보존. 이산화황에 의한 효모 사멸에 영향을 미치는 요인. 식품의 화학 방부제. 식품 화학: 메커니즘 및 이론. 독성 측면의 식품 첨가물. 2판. 소독, 살균 및 보존.

유황은 가열되면 대부분의 금속과 반응하지만 수은과의 반응에서 상호 작용은 이미 실온에서 발생합니다.

이 상황은 증기가 강력한 독이 되는 유출된 수은을 제거하기 위해 실험실에서 사용됩니다.

안식향산나트륨 및 안식향산. 뉴욕: 마르셀 데커; 와 함께. 11. 보존적 벤조산 및 소르빈산. 전통적인 항균제의 현재와 미래 사용. 벤조산 및 소르브산 방부제의 Bromatological 및 독성학 측면.

효소 및 색소: 가공 중 영향 및 변화. 과일 산업화에 대한 안내. 열대 과일의 생화학. 열대 과일 및 그 제품의 일부 기술적 측면. 식품에서 폴리페놀 산화효소의 거동. 포도와 와인의 토스트와 관련된 페놀 화합물과 폴리페놀 산화효소.

황화수소, 황화수소산, 황화물.

황을 수소와 함께 가열하면 가역 반응이 일어난다.

매우 낮은 수율의 황화수소. 일반적으로 황화물에 대한 묽은 산의 작용으로 얻습니다.

황화수소는 썩은 달걀 냄새가 나는 무색의 가스로 독성이 있습니다. 정상적인 조건에서 1부피의 물은 3부피의 황화수소를 녹입니다.

야채의 효소적 갈변을 제어하는 데 사용되는 물리적 및 화학적 방법. 사과 및 사과 제품의 효소 토스트 반응. 과일과 채소의 폴리페놀 산화효소와 과산화효소. 폴리페놀 산화효소에 의한 갈변의 아황산염 억제 기전.

식물 조직의 산화 효소 시스템에 대한 이산화황의 영향. 식물의 폴리페놀 산화효소. 효소 촉매 작용으로 인해 불안정한 억제제에 의한 효소의 비가역적 억제에 대한 동역학 연구. 과일의 생화학과 가공에 미치는 영향. 과일 가공: 영양, 제품 및 품질 관리. 2판.

황화수소는 전형적인 환원제입니다. 그것은 산소 속에서 연소합니다(위 참조). 물 속의 황화수소 용액은 매우 약한 황화수소산이며, 단계적으로 그리고 주로 첫 번째 단계에서 해리됩니다.

황화수소와 마찬가지로 황산수소산은 전형적인 환원제입니다.

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히드로황산은 염소와 같은 강한 산화제에 의해서만 산화되는 것이 아니라,

뿐만 아니라 아황산과 같은 약한 것

또는 제2철 이온:

황화수소산은 염기, 염기성 산화물 또는 염과 반응하여 중간 - 황화물, 산성 - 황화수소의 두 가지 계열의 염을 형성할 수 있습니다.

보건부 법령 제540호. 기술 규정 승인: 식품 첨가물 - 정의, 분류 및 고용. 식품 첨가물의 입법. National Board of Health의 결의안 04호. 국가위생검사원 결의 12호.

또한 페르시아의 연금술사 알-라지(Al-Razi)가 이 물질에 대한 최초의 설명을 한 것으로 알려져 있습니다. 프랑스 화학자 Gay-Lussac과 영국 화학자 John Glover가 이 공정을 추가로 개선하여 생성된 산의 농도를 개선했습니다. 황산의 역사는 우리 기사에서 더 자세히 논의됩니다.

대부분의 황화물(알칼리 및 알칼리 토금속의 황화물과 황화암모늄 제외)은 물에 잘 녹지 않습니다. 매우 약한 산의 염인 황화물은 가수분해됩니다.

황산화물(IV). 황산.

SO2는 황이 산소 속에서 연소되거나 황화물이 연소될 때 형성됩니다. 자극적인 냄새가 나는 무색 기체이며 물에 잘 녹습니다(20 °C에서 물 1부피에 40부피).

지질학, 기후학 및 천체물리학

가장 유용한 화학 물질을 얻은 역사. 황산은 이산화황을 생성하는 화산의 배출로 인해 자연적으로 형성되며, 이산화황은 대기 중으로 산화된 다음 공기 습도와 반응합니다. 또한 화산 활동 근처의 수역과 화산 분화구 내부에 형성된 호수에서 기포로 형성됩니다.

그것은 또한 화산 용암이 바닷물과 접촉할 때 염화수소와 따라서 염산과 함께 형성됩니다. 황산을 포함하는 증기 구름. 이러한 하이드레이트는 지구의 성층권에서 발생할 가능성이 높으며 높은 고도의 얼음 구름이 응결할 수 있는 장소를 제공할 수 있으며, 이는 특히 화산 폭발 후 많은 양의 유황이 대기에 퇴적될 때 지구의 기후에 상당한 영향을 미칠 수 있습니다. 특히 황산 팔수화물에 대한 상세한 연구를 포함하여 황산 헤미헥사차르의 순수 얼음 분야가 조사되었다.

황산화물 (IV)은 아황산의 무수물이므로 물에 용해되면 부분적으로 물과 반응하여 약한 아황산이 형성됩니다.

불안정하고 쉽게 다시 분해됩니다. 이산화황 수용액에서는 다음과 같은 평형이 동시에 존재합니다.