Ступінь окислення +4 для сірки є досить стійкою і проявляється в тетрагалогенідах SHal 4 , оксодигалогенідах SOHal 2 , діоксиді SO 2 і відповідних їм аніонах. Ми познайомимося з властивостями діоксиду сірки та сірчистої кислоти.
1.11.1. Оксид сірки (IV) Будова молекули so2
Будова молекули SO 2 аналогічна до будови молекули озону. Атом сірки перебуває у стані sp 2 -гібридизації, форма розташування орбіталей – правильний трикутник, форма молекули – кутова. На атомі сірки є неподілена електронна пара. Довжина зв'язку S - O дорівнює 0143 нм, валентний кут становить 119,5 °.
Будова відповідає наступним резонансним структурам:
На відміну від озону, кратність зв'язку S – O дорівнює 2, тобто основний внесок робить перша резонансна структура. Молекула відрізняється високою термічною стійкістю.
Фізичні властивості
За звичайних умов діоксид сірки чи сірчистий газ – безбарвний газ із різким задушливим запахом, температура плавлення -75 °С, температура кипіння -10 °С. Добре розчинний у воді, при 20 ° С в 1 об'ємі води розчиняється 40 об'ємів сірчистого газу. Токсичний газ.
Хімічні властивості оксиду сірки (IV)
Сірчистий газ має високу реакційну здатність. Діоксид сірки – кислотний оксид. Він досить добре розчинний у воді з утворенням гідратів. Також він частково взаємодіє з водою, утворюючи слабку сірчисту кислоту, яка не виділена в індивідуальному вигляді:
SO 2 + H 2 O = H 2 SO 3 = H + + HSO 3 - = 2H + + SO 3 2-.
Внаслідок дисоціації утворюються протони, тому розчин має кисле середовище.
При пропущенні газоподібного діоксиду сірки через розчин натрію гідроксиду утворюється сульфіт натрію. Сульфіт натрію реагує з надлишком діоксиду сірки та утворюється гідросульфіт натрію:
2NaOH + SO 2 = Na 2 SO 3 + H 2 O;
Na 2 SO 3 + SO 2 = 2NaHSO 3 .
Для сірчистого газу характерна окислювально-відновна двоїстість, наприклад, він, виявляючи відновлювальні властивості, знебарвлює бромну воду:
SO 2 + Br 2 + 2H 2 O = H 2 SO 4 + 2HBr
та розчин перманганату калію:
5SO 2 + 2KMnO 4 + 2H 2 O = 2KНSO 4 + 2MnSO 4 + H 2 SO 4 .
окислюється киснем у сірчаний ангідрид:
2SO 2 + O 2 = 2SO 3 .
Окисні властивості проявляє при взаємодії з сильними відновниками, наприклад:
SO 2 + 2CO = S + 2CO 2 (при 500 ° С, у присутності Al 2 O 3);
SO 2 + 2H 2 = S + 2H 2 O.
Одержання оксиду сірки (ІV)
Спалювання сірки на повітрі
S + O2 = SO2.
Окислення сульфідів
4FeS 2 + 11O 2 = 2Fe 2 O 3 + 8SO 2 .
Дія сильних кислот на сульфіти металів
Na 2 SO 3 + 2H 2 SO 4 = 2NaHSO 4 + H 2 O + SO 2 .
1.11.2. Сірчиста кислота та її солі
При розчиненні діоксиду сірки у воді утворюється слабка сірчиста кислота, основна маса розчиненого SO 2 знаходиться у вигляді гідратованої форми SO 2 ·H 2 O, при охолодженні також виділяється кристалогідрат, лише невелика частина молекул сірчистої кислоти дисоціює на сульфіт-і гідросульфіт-іони. У вільному стані кислоти не виділено.
Будучи двоосновною, утворює два типи солей: середні – сульфіти та кислі – гідросульфіти. У воді розчиняються лише сульфіти лужних металів та гідросульфіти лужних та лужноземельних металів.
Сірка поширена у земній корі, серед інших елементів посідає шістнадцяте місце. Вона зустрічається як у вільному стані, так і у зв'язаному вигляді. Неметалічні властивості притаманні цього хімічного елемента. Її латинська назва «Sulfur», що позначається символом S. Елемент входить до складу різних іонів сполук, що містять кисень та/або водень, утворює багато речовин, що відносяться до класів кислот, солей та кілька оксидів, кожен з яких може бути названий оксид сірки з додаванням символи, що позначають валентність. Ступені окислення, які вона виявляє у різних сполуках +6, +4, +2, 0, −1, −2. Відомі оксиди сірки з різним ступенем окиснення. Найпоширеніші - це діоксид та триоксид сірки. Менш відомими є монооксид сірки, а також вищі (крім SO3) та нижчі оксиди цього елемента.
Монооксид сірки
Неорганічна сполука, яка називається оксид сірки II, SO, на вигляд ця речовина є безбарвним газом. При контакті з водою він не розчиняється, а реагує із нею. Це дуже рідкісне з'єднання, яке зустрічається тільки в розрідженому газовому середовищі. Молекула SO термодинамічно нестійка, перетворюється спочатку на S2O2 (називають disulfur газ або пероксид сірки). Через рідкісну появу монооксиду сірки в нашій атмосфері та низької стабільності молекули важко повною мірою визначити небезпеку цієї речовини. Але в сконденсованому або більш концентрованому вигляді оксид перетворюється на пероксид, який є відносно токсичним і їдким. Ця сполука також легко спалахує (нагадує цією властивістю метан), при спалюванні виходить діоксид сірки - отруйний газ. Оксид сірки 2 був виявлений біля Іо (одного з в атмосфері Венери і в міжзоряному середовищі. Передбачається, що на Іо він виходить в результаті вулканічних і фотохімічних процесів. Основні фотохімічні реакції виглядають наступним чином: O + S2 → S + SO і SO2 → SO + O.
Сірчистий газ
Оксид сірки IV або двоокис сірки (SO2) є безбарвним газом з задушливим різким запахом. При температурі мінус 10°С він переходить у рідкий стан, а при температурі мінус 73°С твердне. При 20С у 1 літрі води розчиняється близько 40 об'ємів SO2.
Цей оксид сірки, розчиняючись у воді, утворює сірчисту кислоту, оскільки є ангідридом: SO2 + H2O ↔ H2SO3.
Він взаємодіє з основами і 2NaOH + SO2 → Na2SO3 + H2O та SO2 + CaO → CaSO3.
Для сірчистого газу характерними є властивості і окислювача, і відновника. Він окислюється киснем повітря до сірчаного ангідриду у присутності каталізатора: SO2 + O2 → 2SO3. З сильними відновниками, такими як сірководень, грає роль окислювача: H2S + SO2 → S + H2O.
Сірчистий газ промисловості використовують в основному для отримання сірчаної кислоти. Діоксид сірки одержують спалюванням сірки або залізного колчедану: 11O2 + 4FeS2 → 2Fe2O3 + 8SO2.
Сірчаний ангідрид
Оксид сірки VI або триокис сірки (SO3) є проміжним продуктом і самостійного значення не має. На вигляд це безбарвна рідина. Вона кипить при температурі 45°С, а нижче 17°С перетворюється на білу кристалічну масу. Цей сірка (зі ступенем окислення атома сірки + 6) відрізняється крайньою гігроскопічністю. З водою він утворює сірчану кислоту: SO3 + H2O ↔ H2SO4. Розчиняючись у воді, виділяє велику кількість тепла і, якщо додавати не поступово, а відразу велику кількість оксиду, може статися вибух. Триоксид сірки добре розчиняється в концентрованій сірчаній кислоті з утворенням олеуму. Зміст SO3 в олеумі досягає 60%. Для цього з'єднання сірки характерні всі властивості
Вищі та нижчі оксиди сірки
Сірки є групою хімічних сполук з формулою SO3 + х, де х може бути 0 або 1. Мономірний оксид SO4 містять пероксогрупу (O-O) і характеризується, як і оксид SO3, ступенем окислення сірки +6. Цей оксид сірки може бути отриманий при низьких температурах (нижче 78 К) в результаті реакції SO3 або фотолізі SO3 в суміші з озоном.
Нижчі оксиди сірки є групою хімічних сполук, до якої входять:
- SO (оксид сірки та його димер S2O2);
- монооксиди сірки SnO (є циклічні сполуки, що складаються з кілець, утворених атомами сірки, при цьому n може бути від 5 до 10);
- S7O2;
- полімерні оксиди сірки
Інтерес до нижчих оксидів сірки збільшився. Це пов'язано з необхідністю вивчення їхнього змісту в наземній та позаземній атмосферах.
Оксид сери (VI) (серний ангідрид, тріхокісь сірки, серний газ) SO 3 - вищий оксид сірки. У звичайних умовах легколетюча безбарвна рідина із задушливим запахом. За температури нижче 16,9 °C застигає з утворенням суміші різних кристалічних модифікацій твердого SO 3 .
Отримання
Можна отримати термічним розкладанням сульфатів:
або взаємодією SO 2 з озоном:
Для окислення SO 2 використовують також NO 2:
Ця реакція є основою історично першого, нітрозного способу отримання сірчаної кислоти .
Фізичні властивості
Оксид сірки (VI) - у звичайних умовах легколетюча безбарвна рідина із задушливим запахом.
молекули SO 3 , що знаходяться в газовій фазі, мають плоску тригональну будову з симетрією D 3h (кут OSO = 120°, d(S-O) = 141 пм). При переході в рідкий і кристалічний стани утворюються циклічний тріммер і зигзагоподібні ланцюги. Тип хімічного зв'язку в молекулі: ковалентний полярний хімічний зв'язок.
Твердий SO 3 існує в α-, β-, γ- і δ-формах, з температурами плавлення відповідно 16,8, 32,5, 62,3 і 95 °C і розрізняються формою кристалів і ступеня полімеризації SO 3 . α-форма SO 3 складається переважно з молекул тримера. Інші кристалічні форми сірчаного ангідриду складаються з зигзагоподібних ланцюгів: ізольованих у β-SO 3 , з'єднаних у плоскі сітки у γ-SO 3 або у просторові структури у δ-SO 3 . При охолодженні з пари спочатку утворюється безбарвна, схожа на лід, нестійка α-форма, яка поступово переходить у присутності вологи у стійку β-форму – білі «шовковисті» кристали, схожі на азбест. Зворотний перехід β-форми у α-форму можливий лише через газоподібний стан SO 3 . Обидві модифікації повітря «димлять» (утворюються крапельки H 2 SO 4) внаслідок високої гігроскопічності SO 3 . Взаємний перехід до інших модифікацій протікає дуже повільно. Розмаїття форм триоксиду сірки пов'язане із здатністю молекул SO 3 полімеризуватися завдяки утворенню донорно-акцепторних зв'язків. Полімерні структури SO 3 легко переходять одна в одну, і твердий SO 3 зазвичай складається із суміші різних форм, відносний вміст яких залежить від умов отримання сірчаного ангідриду.
Хімічні властивості
та оксидами:
SO 3 характеризується сильними окисними властивостями, зазвичай відновлюється до діоксиду сірки:
При взаємодії з хлороводнем утворюється хлорсульфонова кислота:
Також взаємодіє з дволористою сіркою та хлором, утворюючи тіонілхлорид:
Застосування
Сірчаний ангідрид використовують в основному у виробництві сірчаної кислоти.
Також сірчаний ангідрид виділяється повітря при спалюванні сірчаних шашок, що застосовуються при знезараженні приміщень. При контакті з вологими поверхнями сірчаний ангідрид перетворюється на сірчану кислоту, яка вже знищує грибок та інші шкідливі організми.
Напишіть відгук про статтю "Оксид сірки(VI)"
Література
- Ахметов Н. С. «Загальна та неорганічна хімія» М.: Вища школа, 2001
- Карапетьянц М. Х., Дракін С. І. «Загальна та неорганічна хімія» М.: Хімія 1994
Уривок, що характеризує Оксид сірки (VI)
Наташа спалахнула. - Я не хочу ні за кого заміж йти. Я йому те саме скажу, коли побачу.- Ось як! - Сказав Ростов.
- Ну, так, це все дрібниці, - продовжувала балакати Наташа. - А що Денисов хороший? - Запитала вона.
– Гарний.
- Ну і прощавай, одягайся. Він страшний, Денисове?
– Чому страшний? - Запитав Nicolas. – Ні. Васько славний.
– Ти його Ваською кличеш – дивно. А що він дуже гарний?
- Дуже гарний.
- Ну, приходь швидше чай пити. Всі разом.
І Наталка встала навшпиньки і пройшлася з кімнати так, як роблять танцівниці, але посміхаючись так, як тільки усміхаються щасливі 15-річні дівчинки. Зустрівшись у вітальні з Сонею, Ростов почервонів. Він не знав, як поводитися з нею. Вчора вони поцілувалися в першу хвилину радості побачення, але нині вони відчували, що цього не можна було зробити; він відчував, що всі, і мати і сестри, дивилися на нього запитливо і від нього чекали, як він поведеться з нею. Він поцілував її руку і назвав її ви Соня. Але їхні очі, зустрівшись, сказали один одному «ти» і ніжно поцілувалися. Вона просила своїм поглядом у нього вибачення за те, що в посольстві Наташі вона сміла нагадати йому про його обіцянку і дякувала йому за його кохання. Він своїм поглядом дякував їй за пропозицію свободи і казав, що так чи інакше він ніколи не перестане любити її, бо не можна не любити її.
– Як дивно, – сказала Віра, обравши загальну хвилину мовчання, – що Соня з Ніколенькою тепер зустрілися на ви і як чужі. – Зауваження Віри було справедливим, як і всі її зауваження; але як і від більшої частини її зауважень усім стало ніяково, і не тільки Соня, Микола і Наташа, а й стара графиня, яка боялася цієї любові сина до Соні, яка могла б позбавити його блискучої партії, теж почервоніла, як дівчинка. Денисов, на подив Ростова, у новому мундирі, напомажений і надушений, з'явився у вітальню таким же чепуруном, яким він був у битвах, і таким люб'язним з дамами і кавалерами, яким Ростов ніяк не очікував його бачити.
Повернувшись до Москви з армії, Микола Ростов був прийнятий домашніми як найкращий син, герой і ненаглядний Миколка; рідними – як милий, приємний і шанобливий молодик; знайомими – як гарний гусарський поручик, спритний танцюрист та один із найкращих наречених Москви.
Знайомство у Ростових була вся Москва; грошей у нинішній рік у старого графа було достатньо, тому що були перезакладені всі маєтки, і тому Миколушко, завівши свого власного рисака і наймодніші рейтузи, особливі, яких ні в кого ще в Москві не було, і чоботи, наймодніші, з самими гострими шкарпетками та маленькими срібними шпорами проводив час дуже весело. Ростов, повернувшись додому, відчув приємне почуття після деякого проміжку часу примірювання себе до старих умов життя. Йому здавалося, що він дуже змужнів і виріс. Розпач за невитриманий із закону Божого іспит, позичання грошей у Гаврила на візника, таємні поцілунки з Сонею, він про все це згадував, як про дитинство, від якого він незмірно був далекий тепер. Тепер він – гусарський поручик у срібному ментику, з солдатським Георгієм, готує свого рисака на біг, разом із відомими мисливцями, літніми, поважними. У нього знайома жінка на бульварі, до якої він їздить увечері. Він диригував мазурку на балі у Архарових, розмовляв про війну з фельдмаршалом Каменським, бував у англійському клубі, і був на ти з одним сорокарічний полковником, з яким познайомив його Денисов.
Пристрасть його до государя дещо послабшала у Москві, оскільки за цей час не бачив його. Але він часто розповідав про государя, про свою любов до нього, даючи відчувати, що він ще не все розповідає, що щось ще є в його почутті до государя, що не може бути всім зрозуміло; і від щирого серця поділяв загальне на той час у Москві почуття обожнювання до імператора Олександра Павловича, якому у Москві на той час було дано найменування ангела в плоті.
У цей короткий перебування Ростова у Москві, до від'їзду до армії, не зблизився, а навпаки розійшовся з Соней. Вона була дуже гарна, мила, і, очевидно, пристрасно закохана в нього; але він був у тій порі молодості, коли здається так багато справи, що колись цим займатися, і юнак боїться зв'язуватися – дорожить своєю свободою, яка йому потрібна на багато іншого. Коли він думав про Соню в це нове перебування у Москві, він казав собі: Е! ще багато, багато таких буде і є там, десь, мені ще невідомих. Ще встигну, коли захочу, зайнятися і коханням, а тепер ніколи. Крім того, йому здавалося щось принизливе для своєї мужності в жіночому суспільстві. Він їздив на бали і в жіноче суспільство, вдаючи, що робив це проти волі. Біга, англійський клуб, гульба з Денисовим, поїздка туди - це була інша справа: це було пристойно молодцю гусару.
алій; літій; натрій;
2) Сума коефіцієнтів у рівнянні реакції вищого гідроксиду сірки з гідроксидом калію дорівнює: 4; 6; 5; 8;
єни неметалічні властивості у простої речовини:
1) хлору 2) сірки 3) кремнію 4) кальцію
3. номер групи в періодичній таблиці дорівнює:
1) вищої валентності атома 2) числу електронів в атомі 3) числу протонів в ядрі 4) числу електронних шарів
4. вищий гідроксид азоту входить у реакцію з:
1) гідроксидом кальцію 2) соляною кислотою 3) сульфатом барію 4) оксидом кремнію
5. Найбільш яскраво виражені металеві властивості у простої речовини: 1) натрію 2) магнію 3) кальцію 4) калію
Для всіх реакцій буде необхідно написати повне та коротке іонні рівняння. 1. Калій → гідроксид калію → сульфат калію →сульфат барію
2. Фосфор → оксид фосфору (III) → оксид фосфору (V) → фосфорна кислота → фосфат кальцію
3. Цинк → хлорид цинку → гідроксид цинку → оксид цинку
4. Сірка → сірчистий газ → вищий оксид сірки → сірчана кислота → сульфат алюмінію.
5. Літій → гідроксид літію → хлорид літію → хлорид срібла
6. Азот → оксид азоту (II) → оксид азоту (IV) → азотна кислота → нітрат натрію
7. Сірка → сульфід кальцію → оксид кальцію → карбонат кальцію → вуглекислий газ
8. Вуглекислий газ → карбонат натрію → карбонат кальцію → оксид кальцію
9. Залізо → оксид заліза (II) → оксид заліза (III) → сульфат заліза (III)
10. Барій → оксид барію → хлорид барію → сульфат барію
1) Про просту речовину мідь йдеться у виразі: А) дріт виготовлений з міді Б) мідь входить до складу оксиду міді В) мідь входить до складу малахіту Г) мїдь входить до складу бронзи 2) У періодах періодичної системи зі збільшенням заряду ядер не змінюється: А) маса атома Б) кількість енергетичних рівнів В) загальна кількість електронів Г) кількість електронів на зовнішньому енергетичному рівні 3) Формули вищих оксидів сірки, азоту, хлору відповідно: А) SO3, N2O5, Cl2O7 Б) SO2, N2O5, Cl2O7 В) SO3, N2O3, ClO2 Г) SO2, NO2, Cl2O5 срібло Г) бром 5) Формули розчинної основи та амфотерного гідроксиду відповідно: А) BaO, Cu(OH)2 Б) Ba(OH)2, Al(OH)3 В) Zn(OH)2, Ca(OH)2 Г ) Fe(OH)3, KOH 6) Коефіцієнт перед формулою кисню в реакції термічного розкладання перманганату калію: А) 1 Б) 2 В) 3 Г) 4 7) Взаємодія соляної кислоти та оксиду міді (II) відноситься до реакцій: А) розкладання Б) сполуки В) заміщення Г) обміну 8) Кількість теплоти, що виділяється при згорянні 2 г вугілля (термохімічне рівняння реакції С + О2 = СО2 + 393 кДж), дорівнює: А) 24 кДж Б) 32,75 кДж В) 65 ,5 кДж Г) 393 кДж 9) При підвищеній температурі кисень реагує з усіма речовинами групи: А) CuO, H2, Fe B) P, H2, Mg B) Cu, H2, Au Г) S, CH4, H2O 10) І з воднем, і з киснем при підвищеній температурі реагує: А) оксид міді (II) Б) золото В) сірка Г) азотна кислота 11) Розбавлена сірчана кислота може реагувати з: А) Mg та Cu(OH)2 Б) CO2 та NaOH В) FeO та H2S Г) P та CuCl2 12) Оксид сірки (IV) не реагує з: А) O2 Б) HCl В) H2O Г) NaOH 13) Формули речовин «Х» та «Y» у схемі перетворень СаО х Са(ОН)2 у СаCl2 А) X – H2; Y - HCl Б) X - H2O; Y - HCl В) X - H2; Y - Cl2 Г) X - H2O; Y – Cl2 14) Масова частка сірки в оксиді сірки (IV) дорівнює: а) 20% б) 25% в) 33% г) 50% 15) Розчин, що містить 19,6 г сірчаної кислоти, нейтралізували надлишком оксиду магнію. Кількість речовини солі, що утворилася, дорівнює: а) 0,2 моль б) 2 моль в) 0,1 моль г) 1 моль 16) Число повністю заповнених енергетичних рівнів в атомі натрію: А) 2 Б) 3 В) 4 Г) 5 17 ) Правильно вказано співвідношення хімічної активності елементів у парі: А) Li Na Б) Na K В) Li K Г) Na Li 18) Металеві властивості в ряді Li Na K Cs А) посилюються Б) зменшуються В ) не змінюються Г) змінюються періодично 19)Електронна формула зовнішнього енергетичного рівня атома брому: А) 2s22p5 Б) 3s13p6 В) 4s14p7 Г) 4s24p5 20)Електронну формулу 1s22s22p63s23 1 )Металеві властивості хімічних елементів у ряді I Br Cl F А) посилюються Б) зменшуються В) змінюються періодично Г) не змінюються 22) Формула речовини з ковалентним неполярним зв'язком: А) SO3 Б) Br2 В) H2O Г) NaCl 23 ) Кристалічні грати твердого оксиду вуглецю (IV): А) іонна Б) атомна В) молекулярна Г) металева 24) Речовина з іонним зв'язком: А) оксид сірки (VI) Б) хлор В) сірководень Г) хлорид натрію 25) Ряд чисел 2, 8, 5 відповідає розподілу електронів за енергетичними рівнями атома: А) алюмінію Б) азоту В) фосфору Г) хлору 26) Електронна формула зовнішнього енергетичного рівня 2s22р4 відповідає атому: а) сірки Б) вуглецю В) кремнію Г) кисню 27) Чотири електрони на зовнішньому енергетичному рівні має атом: А) гелію Б) берилію В) вуглецю Г) кисню
Характеристика сірки: 1) Положення елемента у Періодичній системі Д.ІХарактеристика сірки: 1) Положення елемента у Періодичній системіД.І.Менделєєва і будова його атомів 2) Характер простої речовини (метал, неметал) 3) Порівняння властивостей простої речовини з властивостями простих речовин, утворених сусідніми за підгрупою елементами 4) Порівняння властивостей простої речовини з властивостями простих речовин, утворених сусідніми за періодом елементами 5) Склад вищого оксиду, його характер (основний, кислотний, амфотерний) 6) Склад вищого гідроксиду його характе (кисень містить кислота, основа, амфотерний гідроксид) 7) склад летючого водневого з'єднання (для неметалів)
В окислювально-відновних процесах сірчистий газ може бути як окислювачем, так і відновником, тому що атом у цій сполукі має проміжний ступінь окислення +4.
Як окислювач SO 2 реагує з сильнішими відновниками, наприклад:
SO 2 + 2H 2 S = 3S↓ + 2H 2 O
Як відновник SO 2 реагує з більш сильними окислювачами, наприклад, у присутності каталізатора, з і т.д.:
2SO 2 + O 2 = 2SO 3
SO 2 + Cl 2 + 2H 2 O = H 2 SO 3 + 2HCl
Отримання
1) Сірчистий газ утворюється при горінні сірки:
2) У промисловості його одержують при випаленні піриту:
3) У лабораторії сірчистий газ можна отримати:
Cu + 2H 2 SO 4 = CuSO 4 + SO 2 + 2H 2 O
Застосування
Сірчистий газ знаходить широке застосування текстильної промисловості для відбілювання різних виробів. Крім того, його використовують у сільському господарстві для знищення шкідливих мікроорганізмів у теплицях та льохах. У великих кількостях SO 2 йде отримання сірчаної кислоти.
Оксид сірки (VI) – SO 3 (сірчаний ангідрид)
Сірчаний ангідрид SO 3 - це безбарвна рідина, яка при температурі нижче 17 про З перетворюється на білу кристалічну масу. Дуже добре поглинає вологу (гігроскопічний).
Хімічні властивості
Кислотно-основні властивості
Як типовий кислотний оксид сірчаний ангідрид взаємодіє:
SO 3 + CaO = CaSO 4
в) із водою:
SO 3 + H 2 O = H 2 SO 4
Особливою властивістю SO 3 є його здатність добре розчинятися у сірчаній кислоті. Розчин SO 3 у сірчаній кислоті має назву олеум.
Освіта олеуму: H 2 SO 4 + n SO 3 = H 2 SO 4 ∙ n SO 3
Окисно-відновні властивості
Оксид сірки (VI) характеризується сильними окисними властивостями (зазвичай відновлюється до SO 2):
3SO 3 + H 2 S = 4SO 2 + H 2 O
Отримання та застосування
Сірчаний ангідрид утворюється при окисленні сірчистого газу:
2SO 2 + O 2 = 2SO 3
У чистому вигляді сірчаний ангідрид практичного значення не має. Він виходить як проміжний продукт під час виробництва сірчаної кислоти.
H 2 SO 4
Згадки про сірчану кислоту вперше зустрічаються в арабських та європейських алхіміків. Її отримували, прожарюючи на повітрі залізний купорос (FeSO 4 ∙7H 2 O): 2FeSO 4 = Fe 2 O 3 + SO 3 + SO 2 або суміш з : 6KNO 3 + 5S = 3K 2 SO 4 + 2SO 3 + 3N 2 , а пари сірчаного ангідриду, що виділяються, конденсували. Поглинаючи вологу, вони перетворювалися на олеум. Залежно від способу приготування H 2 SO 4 називали купоросною олією або сірчаною олією. У 1595 р. алхімік Андреас Лібавій встановив тотожність обох речовин.
Довгий час купоросна олія не знаходила широкого застосування. Інтерес до нього сильно зріс після того, як у XVIII ст. було відкрито процес отримання з індиго індигокарміну – стійкого синього барвника. Першу фабрику з виробництва сірчаної кислоти заснували неподалік Лондона в 1736 р. Процес здійснювали в свинцевих камерах, на дно яких наливали воду. У верхній частині камери спалювали розплавлену суміш селітри із сіркою, потім туди запускали повітря. Процедуру повторювали до тих пір, поки на дні ємності не утворювалася кислота необхідної концентрації.
У ХІХ ст. Метод удосконалили: замість селітри стали використовувати азотну кислоту (вона при розкладанні в камері дає ). Щоб повертати в систему нітрозні гази, були сконструйовані спеціальні вежі, які і дали назву всьому процесу – баштовий процес. Заводи, що працюють за баштовим методом, існують і в наш час.
Сірчана кислота – це важка масляниста рідина без кольору та запаху, гігроскопічна; добре розчиняється у воді. При розчиненні концентрованої сірчаної кислоти у воді виділяється велика кількість тепла, тому її треба обережно приливати у воду (а не навпаки!) та перемішувати розчин.
Розчин сірчаної кислоти у воді з вмістом H 2 SO 4 менше 70% зазвичай називають розведеною сірчаною кислотою, а розчин більше 70% концентрованою сірчаною кислотою.
Хімічні властивості
Кислотно-основні властивості
Розведена сірчана кислота виявляє всі характерні властивості сильних кислот. Вона реагує:
H 2 SO 4 + NaOH = Na 2 SO 4 + 2H 2 O
H 2 SO 4 + BaCl 2 = BaSO 4 ↓ + 2HCl
Процес взаємодії іонів 2+ з сульфат-іонами SO 4 2+ призводить до утворення білого нерозчинного осаду BaSO 4 . Це якісна реакція на сульфат-іон.
Окисно – відновлювальні властивості
У розведеній H 2 SO 4 окислювачами є іони Н + , а концентрованої - сульфат-іони SO 4 2+ . Іони SO 4 2+ є сильнішими окислювачами, ніж іони Н+ (див. схему). 
У розведеної сірчаної кислотирозчиняються метали, які в електрохімічному ряді напруг знаходяться до водню. При цьому утворюються сульфати металів і виділяється:
Zn+H2SO4=ZnSO4+H2
Метали, які в електрохімічному ряді напруг знаходяться після водню, не реагують із розведеною сірчаною кислотою:
Cu + H 2 SO 4 ≠
Концентрована сірчана кислотає сильним окисником, особливо при нагріванні. Вона окислює багато , і деякі органічні речовини.
При взаємодії концентрованої сірчаної кислоти з металами, які у електрохімічному ряду напруг перебувають після водню (Cu, Ag, Hg), утворюються сульфати металів, і навіть продукт відновлення сірчаної кислоти – SO 2 .
Реакція сірчаної кислоти із цинком Більш активними металами (Zn, Al, Mg) концентрована сірчана кислота може відновлюватися до вільної. Наприклад, при взаємодії сірчаної кислоти з залежно від концентрації кислоти одночасно можуть утворюватися різні продукти відновлення сірчаної кислоти – SO 2 , S, H 2 S:
Zn + 2H 2 SO 4 = ZnSO 4 + SO 2 + 2H 2 O
3Zn + 4H 2 SO 4 = 3ZnSO 4 + S↓ + 4H 2 O
4Zn + 5H 2 SO 4 = 4ZnSO 4 + H 2 S + 4H 2 O
На холоді концентрована сірчана кислота пасивує деякі метали, наприклад і тому її перевозять в залізних цистернах:
Fe + H 2 SO 4 ≠
Концентрована сірчана кислота окислює деякі неметали ( , та ін), відновлюючись до оксиду сірки (IV) SO 2:
S + 2H 2 SO 4 = 3SO 2 + 2H 2 O
C + 2H 2 SO 4 = 2SO 2 + CO 2 + 2H 2 O
Отримання та застосування
У промисловості сірчану кислоту одержують контактним способом. Процес отримання відбувається у три стадії:
- Отримання SO 2 шляхом випалу піриту:
4FeS 2 + 11O 2 = 2Fe 2 O 3 + 8SO 2
- Окислення SO 2 SO 3 в присутності каталізатора - оксиду ванадію (V):
2SO 2 + O 2 = 2SO 3
- Розчинення SO 3 у сірчаній кислоті:
H 2 SO 4 + n SO 3 = H 2 SO 4 ∙ n SO 3
Отриманий олеум перевозять у залізних цистернах. З олеуму отримують сірчану кислоту потрібної концентрації, приливаючи їх у воду. Це можна виразити схемою:
H 2 SO 4 ∙ n SO 3 + H 2 O = H 2 SO 4
Сірчана кислота знаходить різноманітне застосування в різних галузях народного господарства. Її використовують для осушення газів, у виробництві інших кислот, для отримання добрив, різних барвників та лікарських засобів.
Солі сірчаної кислоти
Більшість сульфатів добре розчиняються у воді (малорозчинний CaSO 4 ще менше PbSO 4 і практично нерозчинний BaSO 4). Деякі сульфати, що містять кристалізаційну воду, називаються купоросами:
CuSO 4 ∙ 5H 2 O мідний купорос
FeSO 4 ∙ 7H 2 O залізний купорос
Солі сірчаної кислоти мають усі. Особливим є їхнє ставлення до нагрівання.
Сульфати активних металів ( , ) не розкладаються навіть при 1000 про С, а інших (Cu, Al, Fe) – розпадаються при невеликому нагріванні на оксид металу та SO 3:
CuSO 4 = CuO + SO 3
Завантажити:
Скачати безкоштовно реферат на тему: «Виробництво сірчаної кислоти контактним способом»
Завантажити реферати з інших тем можна
*на зображенні запису фотографія мідного купоросу