Starea de oxidare +4 pentru sulf este destul de stabilă și se manifestă în tetrahalogenuri SHAl 4, oxodihalogenuri SO 2 , dioxid de SO 2 și anionii corespunzători acestora. Ne vom familiariza cu proprietățile dioxidului de sulf și ale acidului sulfuros.
1.11.1. Oxid de sulf (IV) Structura moleculei de so2
Structura moleculei de SO 2 este similară cu structura moleculei de ozon. Atomul de sulf este într-o stare de hibridizare sp 2, forma orbitalilor este un triunghi regulat, forma moleculei este unghiulară. Atomul de sulf are o pereche de electroni neîmpărțită. Lungimea legăturii S-O este de 0,143 nm, unghiul de legătură este de 119,5°.
Structura corespunde următoarelor structuri rezonante:
Spre deosebire de ozon, multiplicitatea legăturii S-O este 2, adică prima structură de rezonanță are contribuția principală. Molecula se caracterizează printr-o stabilitate termică ridicată.
Proprietăți fizice
În condiții normale, dioxidul de sulf sau dioxidul de sulf este un gaz incolor cu miros înțepător de sufocare, punct de topire -75 °C, punct de fierbere -10 °C. Să ne dizolvăm bine în apă, la 20 °C în 1 volum de apă se dizolvă 40 de volume de dioxid de sulf. Gaz toxic.
Proprietățile chimice ale oxidului de sulf (IV)
Dioxidul de sulf este foarte reactiv. Dioxidul de sulf este un oxid acid. Este destul de solubil în apă cu formarea de hidrați. De asemenea, interacționează parțial cu apa, formând un acid sulfuros slab, care nu este izolat individual:
SO 2 + H 2 O \u003d H 2 SO 3 \u003d H + + HSO 3 - \u003d 2H + + SO 3 2-.
Ca urmare a disocierii, se formează protoni, astfel încât soluția are un mediu acid.
Când dioxid de sulf gazos este trecut printr-o soluție de hidroxid de sodiu, se formează sulfit de sodiu. Sulfitul de sodiu reacţionează cu excesul de dioxid de sulf pentru a forma hidrosulfit de sodiu:
2NaOH + S02 = Na2S03 + H20;
Na 2 SO 3 + SO 2 \u003d 2NaHSO 3.
Dioxidul de sulf se caracterizează prin dualitate redox, de exemplu, acesta, având proprietăți reducătoare, decolorează apa de brom:
SO 2 + Br 2 + 2H 2 O \u003d H 2 SO 4 + 2HBr
și soluție de permanganat de potasiu:
5SO 2 + 2KMnO 4 + 2H 2 O \u003d 2KНSO 4 + 2MnSO 4 + H 2 SO 4.
oxidat de oxigen la anhidridă sulfurică:
2SO 2 + O 2 \u003d 2SO 3.
Prezintă proprietăți oxidante atunci când interacționează cu agenți reducători puternici, de exemplu:
SO 2 + 2CO \u003d S + 2CO 2 (la 500 ° C, în prezența Al 2 O 3);
SO 2 + 2H 2 \u003d S + 2H 2 O.
Producția de oxid de sulf (IV)
Arderea sulfului în aer
S + O 2 \u003d SO 2.
Oxidarea sulfurilor
4FeS 2 + 11O 2 \u003d 2Fe 2 O 3 + 8SO 2.
Acțiune acizi tari pentru sulfiți metalici
Na 2 SO 3 + 2H 2 SO 4 \u003d 2NaHSO 4 + H 2 O + SO 2.
1.11.2. Acid sulfuric și sărurile sale
Când dioxidul de sulf este dizolvat în apă, se formează acid sulfuros slab, cea mai mare parte a SO 2 dizolvat este sub forma unei forme hidratate de SO 2 H 2 O, la răcire, se eliberează și un hidrat cristalin, doar o mică parte. a moleculelor de acid sulfuros se disociază în ioni de sulfit și hidrosulfit. În stare liberă, acidul nu este izolat.
Fiind dibazic, formeaza doua tipuri de saruri: medii - sulfiti si acide - hidrosulfiti. Numai sulfiții de metale alcaline și hidrosulfiții de metale alcaline și alcalino-pământoase se dizolvă în apă.
În acest articol veți găsi informații despre ce este oxidul de sulf. Se vor lua în considerare principalele sale proprietăți de natură chimică și fizică, formele existente, metodele de preparare a acestora și diferențele dintre ele. Domeniile de aplicare și rol biologic a acestui oxid în diferitele sale forme.
Ce este o substanță
Oxidul de sulf este un compus din substanțe simple, sulf și oxigen. Există trei forme de oxizi de sulf, care se deosebesc între ele prin gradul de valență S manifestat și anume: SO (monoxid, monoxid de sulf), SO 2 (dioxid de sulf sau dioxid de sulf) și SO 3 (trioxid de sulf sau anhidridă). Toate variațiile enumerate ale oxizilor de sulf au caracteristici chimice și fizice similare.
Informații generale despre monoxidul de sulf
Monoxidul de sulf bivalent, sau altfel monoxidul de sulf, este o substanță anorganică formată din două elemente simple - sulf și oxigen. Formula - SO. În condiții normale, este un gaz incolor, dar cu un miros ascuțit și specific. Reacționează cu soluție apoasă. Un compus destul de rar atmosfera pământului. Este instabil la influența temperaturilor, există sub formă dimerică - S 2 O 2. Uneori este capabil, interacționând cu oxigenul, ca rezultat al reacției de a forma dioxid de sulf. Sarea nu se formează.
Oxidul de sulf (2) se obține de obicei prin arderea sulfului sau descompunerea anhidridei acestuia:
- 2S2+O2 = 2SO;
- 2SO2 = 2SO+O2.
Substanța se dizolvă în apă. Ca rezultat, oxidul de sulf formează tio acid sulfuric:
- S 2 O 2 + H 2 O \u003d H 2 S 2 O 3.
Date generale despre gazul acru
Oxidul de sulf este o altă formă de oxizi de sulf cu formula chimica SO2. Are un miros specific neplacut si nu are culoare. Când este supus presiunii, se poate aprinde la temperatura camerei. Când este dizolvat în apă, formează acid sulfuros instabil. Se poate dizolva în soluții de etanol și acid sulfuric. Este o componentă a gazului vulcanic.
În industrie, acestea sunt obținute prin arderea sulfului sau prăjirea sulfurilor acestuia:
- 2FeS 2 + 5O 2 \u003d 2FeO + 4SO 2.
În laboratoare, de regulă, SO2 se obține folosind sulfiți și hidrosulfiți, expunându-le la un acid puternic, precum și la acțiunea metalelor cu un grad scăzut de activitate concentrat H2SO4.
Ca și alți oxizi de sulf, SO2 este un oxid acid. Interacționând cu alcalii, formând diverși sulfiți, reacţionează cu apa, creând acid sulfuric.
SO2 este extrem de activ, iar acest lucru se exprimă clar în proprietățile sale reducătoare, unde gradul de oxidare al oxidului de sulf crește. Poate prezenta proprietăți oxidante atunci când este atacat de un agent reducător puternic. Această din urmă caracteristică este utilizată pentru producerea acidului hipofosforic sau pentru separarea S de gazele din domeniul metalurgic.
Oxidul de sulf (4) este utilizat pe scară largă de oameni pentru a produce acid sulfuros sau sărurile sale - acesta este principalul său domeniu de aplicare. Și, de asemenea, participă la procesele de vinificație și acționează acolo ca un conservant (E220), uneori sunt murate cu magazine și depozite de legume, deoarece distruge microorganismele. Materialele care nu pot fi albite cu clor sunt tratate cu oxid de sulf.
SO 2 este un compus destul de toxic. Simptomele tipice care indică otrăvirea cu acesta sunt tusea, apariția problemelor de respirație, de obicei sub forma unui nas care curge, răgușeală, apariția unui gust neobișnuit și a zgârieturii în gât. Inhalarea unui astfel de gaz poate provoca sufocare, afectarea capacității de vorbire a individului, vărsături, dificultăți la înghițire, precum și edem pulmonar acut. Concentrația maximă admisă a acestei substanțe în camera de lucru este de 10 mg/m 3 . In orice caz, diverse persoane organismul poate prezenta, de asemenea, o sensibilitate diferită la dioxidul de sulf.
Informații generale despre anhidrida sulfurică
Gazul sulfuric, sau, așa cum este numit, anhidrida sulfuric, este cel mai mare oxid de sulf cu formula chimică SO 3 . Lichid cu miros sufocant, volatil la conditii standard. Capabil să se solidifice, formând amestecuri tip cristal din modificările sale solide, la o temperatură de 16,9 °C și mai jos.
Analiza detaliată a oxidului superior
Când SO2 este oxidat cu aer sub influența temperaturilor ridicate, o condiție necesară este prezența unui catalizator, de exemplu V2O5, Fe2O3, NaVO3 sau Pt.
Descompunerea termică a sulfaților sau interacțiunea dintre ozon și SO 2:
- Fe 2 (SO 4) 3 \u003d Fe 2 O 3 + 3SO 3;
- SO 2 + O 3 \u003d SO 3 + O 2.
Oxidarea SO2 cu NO2:
- SO 2 + NR 2 \u003d SO 3 + NR.
Caracteristicile calitative fizice includ: prezența unei structuri plane, de tip trigonal și simetrie D 3 h în stare gazoasă, în timpul trecerii de la gaz la un cristal sau lichid, formează un trimer de natură ciclică și un lanț în zig-zag, are o legătură polară covalentă.
În formă solidă, SO3 apare în forme alfa, beta, gamma și sigma și are, respectiv, un punct de topire diferit, un grad de polimerizare și o varietate de forme cristaline. Existența unui astfel de număr de specii de SO 3 se datorează formării legăturilor de tip donor-acceptor.
Proprietățile anhidridei de sulf includ multe dintre calitățile sale, principalele sunt:
Abilitatea de a interacționa cu baze și oxizi:
- 2KHO + SO 3 \u003d K 2 SO 4 + H 2 O;
- CaO + SO 3 \u003d CaSO 4.
Oxidul de sulf SO 3 mai mare are o activitate suficient de mare și creează acid sulfuric prin interacțiunea cu apa:
- SO 3 + H 2 O \u003d H2SO 4.
Intră în reacții cu acid clorhidric și formează acid clorosulfat:
- SO 3 + HCl \u003d HSO 3 Cl.
Oxidul de sulf se caracterizează prin manifestarea unor proprietăți oxidante puternice.
Anhidrida sulfuric își găsește utilizarea în producerea acidului sulfuric. O cantitate mică este eliberată în mediu inconjuratorîn timpul utilizării verificatorilor de sulf. SO 3, formând acid sulfuric după interacțiunea cu o suprafață umedă, distruge o varietate de organisme periculoase precum ciupercile.
Rezumând
Oxidul de sulf poate fi în diferite stări de agregare de la formă lichidă la solidă. Este rar în natură și există destul de multe modalități de a-l obține în industrie, precum și în zonele în care poate fi folosit. Oxidul în sine are trei forme în care prezintă grade diferite de valență. Poate fi foarte toxic și cauza probleme serioase cu sănătatea.
Sulful este comun în Scoarta terestra, ocupă locul șaisprezece printre alte elemente. Apare atât în stare liberă, cât și în formă legată. Proprietățile nemetalice sunt caracteristice pentru aceasta element chimic. Numele său latin este „Sulf”, notat cu simbolul S. Elementul face parte din diverși ioni de compuși care conțin oxigen și/sau hidrogen, formează multe substanțe aparținând claselor de acizi, săruri și mai mulți oxizi, fiecare dintre acestea putând fi numit oxid de sulf cu simbolurile de adiție care denotă valența. Oxidarea arată că se prezintă în diverși compuși sunt +6, +4, +2, 0, -1, -2. Se cunosc oxizi de sulf cu diferite grade de oxidare. Cele mai frecvente sunt dioxidul de sulf și trioxidul. Mai puțin cunoscuți sunt monoxidul de sulf, precum și oxizii superiori (cu excepția SO3) și inferiori ai acestui element.
Monoxid de sulf
Un compus anorganic numit oxid de sulf II, SO, în aparență această substanță este un gaz incolor. Când intră în contact cu apa, aceasta nu se dizolvă, ci reacționează cu ea. Acesta este un compus foarte rar care apare numai într-un mediu gazos rarefiat. Molecula de SO este termodinamic instabilă, se transformă inițial în S2O2, (numit gaz disulf sau peroxid de sulf). Din cauza apariției rare a monoxidului de sulf în atmosfera noastră și a stabilității scăzute a moleculei, este dificil să se determine pe deplin pericolele acestei substanțe. Dar într-o formă condensată sau mai concentrată, oxidul se transformă în peroxid, care este relativ toxic și caustic. Acest compus este, de asemenea, foarte inflamabil (amintește de metanul din această proprietate), iar atunci când este ars, se produce dioxid de sulf - un gaz otrăvitor. Oxidul de sulf 2 a fost găsit în apropiere de Io (una din atmosfera venusiană și în mediul interstelar. Se presupune că pe Io este produs ca urmare a proceselor vulcanice și fotochimice. Principalele reacții fotochimice sunt următoarele: O + S2 → S + SO și SO2 → SO +O.
Dioxid de sulf
Oxidul de sulf IV, sau dioxidul de sulf (SO2), este un gaz incolor cu un miros sufocant, înțepător. La o temperatură de minus 10 C, trece în stare lichidă, iar la o temperatură de minus 73 C, se solidifică. La 20C, aproximativ 40 de volume de SO2 se dizolvă în 1 litru de apă.
Acest oxid de sulf, dizolvându-se în apă, formează acid sulfuros, deoarece este anhidrida sa: SO2 + H2O ↔ H2SO3.
Interacționează cu baze și 2NaOH + SO2 → Na2SO3 + H2O și SO2 + CaO → CaSO3.
Dioxidul de sulf are proprietăți atât de agent oxidant, cât și de agent reducător. Este oxidat de oxigenul atmosferic în anhidridă sulfuric în prezența unui catalizator: SO2 + O2 → 2SO3. Cu agenți reducători puternici, precum hidrogenul sulfurat, joacă rolul unui agent oxidant: H2S + SO2 → S + H2O.
Dioxidul de sulf este utilizat în principal în industrie pentru a produce acid sulfuric. Dioxidul de sulf se obține prin arderea sulfului sau a piritei de fier: 11O2 + 4FeS2 → 2Fe2O3 + 8SO2.
Anhidrida sulfurica
Oxidul de sulf VI sau trioxidul de sulf (SO3) este un produs intermediar și nu are valoare independentă. Este un lichid incolor la aspect. Fierbe la o temperatură de 45 C, iar sub 17 C se transformă într-o masă cristalină albă. Acest sulf (cu starea de oxidare a atomului de sulf + 6) este extrem de higroscopic. Cu apa formeaza acid sulfuric: SO3 + H2O ↔ H2SO4. Dizolvându-se în apă, eliberează o cantitate mare de căldură, iar dacă se adaugă o cantitate mare de oxid dintr-o dată, nu treptat, atunci poate apărea o explozie. Trioxidul de sulf este foarte solubil în acid concentrat caprisă pentru a forma oleum. Conținutul de SO3 în oleum ajunge la 60%. Acest compus cu sulf se caracterizează prin toate proprietățile
Oxizi de sulf mai mari și mai mici
Sulfurii sunt un grup compuși chimici cu formula SO3 + x, unde x poate fi 0 sau 1. Oxidul monomer SO4 conţine o grupare peroxo (O-O) şi se caracterizează, ca şi oxidul SO3, prin starea de oxidare a sulfului +6. Acest oxid de sulf poate fi produs la temperaturi scăzute (sub 78 K) prin reacția SO3 și sau prin fotoliza SO3 amestecat cu ozon.
Oxizii de sulf inferior sunt un grup de compuși chimici, care includ:
- SO (oxid de sulf și dimerul său S2O2);
- monoxizii de sulf SnO (sunt compuși ciclici formați din inele formate din atomi de sulf, în timp ce n poate fi de la 5 la 10);
- S7O2;
- oxizi polimerici de sulf.
Interesul pentru oxizi de sulf mai scăzuti a crescut. Acest lucru se datorează necesității studierii conținutului acestora în atmosferele terestre și extraterestre.
În procesele redox, dioxidul de sulf poate fi atât un agent oxidant, cât și un agent reducător, deoarece atomul din acest compus are o stare intermediară de oxidare de +4.
Cum reacționează agentul de oxidare SO2 cu agenți reducători mai puternici, de exemplu cu:
SO 2 + 2H 2 S \u003d 3S ↓ + 2H 2 O
Cum reacționează agentul reducător SO2 cu agenți oxidanți mai puternici, de exemplu cu în prezența unui catalizator, cu etc.:
2SO 2 + O 2 \u003d 2SO 3
SO 2 + Cl 2 + 2H 2 O \u003d H 2 SO 3 + 2HCl
Chitanță
1) Dioxidul de sulf se formează în timpul arderii sulfului:
2) În industrie, se obține prin arderea piritei:
3) În laborator se poate obține dioxid de sulf:
Cu + 2H 2 SO 4 \u003d CuSO 4 + SO 2 + 2H 2 O
Aplicație
Dioxidul de sulf este utilizat pe scară largă în industria textilă pentru albirea diferitelor produse. În plus, este folosit în agricultură pentru distrugerea microorganismelor dăunătoare din sere și pivnițe. În cantități mari, SO 2 este folosit pentru a produce acid sulfuric.
oxid de sulf (VI) – ASA DE 3 (anhidrida sulfurica)
Anhidrida sulfurică SO 3 este un lichid incolor, care la temperaturi sub 17 ° C se transformă într-o masă cristalină albă. Absoarbe foarte bine umezeala (higroscopic).
Proprietăți chimice
Proprietăți acido-bazice
Cum interacționează un oxid de acid anhidridă sulfuric tipic:
SO 3 + CaO = CaSO 4
c) cu apă:
SO 3 + H 2 O \u003d H 2 SO 4
O proprietate specială a SO 3 este capacitatea sa de a se dizolva bine în acid sulfuric. O soluție de SO 3 în acid sulfuric se numește oleum.
Formarea oleumului: H2S04+ n SO 3 \u003d H 2 SO 4 ∙ n SO 3
proprietăți redox
Oxidul de sulf (VI) se caracterizează prin puternic proprietăți oxidante(de obicei redus la SO 2):
3SO 3 + H 2 S \u003d 4SO 2 + H 2 O
Obținerea și utilizarea
Anhidrida sulfurică se formează în timpul oxidării dioxidului de sulf:
2SO 2 + O 2 \u003d 2SO 3
În forma sa pură, anhidrida sulfurică nu are valoare practică. Se obține ca intermediar în producerea acidului sulfuric.
H2SO4
Mențiunea acidului sulfuric se găsește pentru prima dată printre alchimiștii arabi și europeni. A fost obținut prin calcinarea sulfatului de fier (FeSO 4 ∙ 7H 2 O) în aer: 2FeSO 4 \u003d Fe 2 O 3 + SO 3 + SO 2 sau un amestec cu: 6KNO 3 + 5S \u003d 3K 2 SO 4 + 2SO 3 + 3N 2, iar vaporii emiși de anhidridă sulfurică au fost condensați. Absorbind umiditatea, s-au transformat în oleum. În funcție de metoda de preparare, H 2 SO 4 a fost numit ulei de vitriol sau ulei de sulf. În 1595, alchimistul Andreas Libavius a stabilit identitatea ambelor substanțe.
Multă vreme, uleiul de vitriol nu a fost utilizat pe scară largă. Interesul pentru ea a crescut foarte mult după secolul al XVIII-lea. A fost descoperit indigo carmin, un colorant albastru stabil. Prima fabrică pentru producerea acidului sulfuric a fost fondată lângă Londra în 1736. Procesul se desfășura în camere de plumb, în fundul cărora se turna apă. Un amestec topit de salpetru cu sulf a fost ars în partea superioară a camerei, apoi aer a fost lăsat să intre acolo. Procedura s-a repetat până când s-a format un acid cu concentrația necesară la fundul recipientului.
În secolul 19 metoda a fost îmbunătățită: în loc de salpetru au început să folosească acid azotic(da cand se descompune in camera). Pentru a returna gazele azotate în sistem, au fost proiectate turnuri speciale, care au dat numele întregului proces - procesul turn. Fabrici care funcționează după metoda turnului există și astăzi.
Acidul sulfuric este un lichid gras uleios, incolor si inodor, higroscopic; se dizolvă bine în apă. Când acidul sulfuric concentrat este dizolvat în apă, se eliberează o cantitate mare de căldură, așa că trebuie turnat cu grijă în apă (și nu invers!) Și amestecați soluția.
O soluție de acid sulfuric în apă cu un conținut de H2SO4 mai mic de 70% se numește de obicei acid sulfuric diluat, iar o soluție de peste 70% se numește acid sulfuric concentrat.
Proprietăți chimice
Proprietăți acido-bazice
Acidul sulfuric diluat prezintă toate proprietățile caracteristice acizilor puternici. Ea reactioneaza:
H 2 SO 4 + NaOH \u003d Na 2 SO 4 + 2H 2 O
H 2 SO 4 + BaCl 2 \u003d BaSO 4 ↓ + 2HCl
Procesul de interacţiune a ionilor Ba 2+ cu ionii sulfat SO 4 2+ conduce la formarea unui precipitat alb insolubil BaSO 4 . aceasta reacție calitativă la ionul sulfat.
Proprietăți redox
În H2SO4 diluat, ionii H+ sunt agenţi de oxidare, iar în H2SO4 concentrat ionii sulfat sunt SO42+. Ionii SO 4 2+ sunt agenți oxidanți mai puternici decât ionii H + (vezi diagrama). 
LA acid sulfuric diluat dizolvă metalele care se află în seria electrochimică de tensiuni la hidrogen. În acest caz, se formează și se eliberează sulfați metalici:
Zn + H 2 SO 4 \u003d ZnSO 4 + H 2
Metalele care se află în seria electrochimică de tensiuni după hidrogen nu reacţionează cu acidul sulfuric diluat:
Cu + H2S04≠
acid sulfuric concentrat este un agent oxidant puternic, mai ales atunci când este încălzit. Oxidează multe și unele substanțe organice.
Când acidul sulfuric concentrat interacționează cu metalele care se află în seria electrochimică de tensiuni după hidrogen (Cu, Ag, Hg), se formează sulfați metalici, precum și produsul reducerii acidului sulfuric - SO 2.
Reacția acidului sulfuric cu zincul Cu metale mai active (Zn, Al, Mg), acidul sulfuric concentrat poate fi redus la liber. De exemplu, atunci când acidul sulfuric interacționează cu, în funcție de concentrația de acid, se pot forma simultan diferiți produși de reducere a acidului sulfuric - SO2, S, H2S:
Zn + 2H 2 SO 4 \u003d 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
La rece, acidul sulfuric concentrat pasivează unele metale, de exemplu, și, prin urmare, este transportat în rezervoare de fier:
Fe + H2S04≠
Acidul sulfuric concentrat oxidează unele nemetale (, etc.), revenind la oxid de sulf (IV) SO 2:
S + 2H 2 SO 4 \u003d 3SO 2 + 2H 2 O
C + 2H 2 SO 4 \u003d 2SO 2 + CO 2 + 2H 2 O
Obținerea și utilizarea
În industrie, acidul sulfuric se obține prin contact. Procesul de achiziție are loc în trei etape:
- Obținerea SO 2 prin prăjirea piritei:
4FeS 2 + 11O 2 = 2Fe 2 O 3 + 8SO 2
- Oxidarea SO 2 la SO 3 în prezența unui catalizator - oxid de vanadiu (V):
2SO 2 + O 2 \u003d 2SO 3
- Dizolvarea SO 3 în acid sulfuric:
H2SO4+ n SO 3 \u003d H 2 SO 4 ∙ n SO 3
Oleum-ul rezultat este transportat în rezervoare de fier. Acidul sulfuric cu concentrația necesară se obține din oleum prin turnarea lui în apă. Acest lucru poate fi exprimat într-o diagramă:
H2S04∙ n SO 3 + H 2 O \u003d H 2 SO 4
Acidul sulfuric își găsește aplicații variate în diverse domenii ale economiei naționale. Este folosit pentru uscarea gazelor, la producerea altor acizi, la producerea îngrășămintelor, a diverșilor coloranți și a medicamentelor.
Săruri ale acidului sulfuric
Majoritatea sulfaților sunt foarte solubili în apă (CaS04 ușor solubil, chiar mai puțin PbSO4 și BaS04 practic insolubil). Unii sulfați care conțin apă de cristalizare se numesc vitriol:
CuSO 4 ∙ 5H 2 O sulfat de cupru
FeSO 4 ∙ 7H 2 O sulfat feros
Sărurile acidului sulfuric au de toate. Relația lor cu încălzirea este deosebită.
Sulfații metalelor active ( , ) nu se descompun nici măcar la 1000 ° C, în timp ce alții (Cu, Al, Fe) - se descompun la încălzire ușoară în oxid metalic și SO 3:
CuSO 4 \u003d CuO + SO 3
Descarca:
Descărcați gratuit rezumate pe această temă: „Producerea acidului sulfuric prin metoda de contact”
Puteți descărca eseuri pe alte subiecte
*pe imaginea discului este o fotografie cu sulfat de cupru
