Ступінь окислення +4 для сірки є досить стійкою і проявляється в тетрагалогенідах SHal 4 , оксодигалогенідах SOHal 2 , діоксиді SO 2 і відповідних 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 кислотна 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.
У цій статті ви знайдете інформацію про те, що таке оксид сірки. Будуть розглянуті його основні властивості хімічного та фізичного характеру, існуючі форми, способи їх отримання та відмінності між собою. А також будуть згадані області застосування та біологічна рольданого оксиду у його різноманітних формах.
Що являє собою речовину
Оксид сірки - це з'єднання простих речовин, сірки та кисню. Існує три форми оксидів сірки, що відрізняються між собою ступенем виявленої валентності S, а саме: SO (монооксид, моноокис сірки), SO 2 (сірчаний діоксид або сірчистий газ) та SO 3 (триоксид або ангідрид сірки). Усі перелічені варіації оксидів сірки мають схожі як хімічні, і фізичні властивості.
Загальні дані про моноокиси сірки
Двовалентний сірчаний монооксид, або інакше сірчаний моноокис - це неорганічна речовина, що складається з двох простих елементів - сірки та кисню. Формула – SO. В умовах нормальної обстановки є газ без кольору, але з різким і специфічним запахом. Вступає в реакції з водним розчином. Досить рідкісне з'єднання земній атмосфері. До впливу температур нестійкий, існує у димерній формі - S 2 O 2 . Іноді здатний, взаємодіючи з киснем, внаслідок реакції утворювати діоксид сірки. Солей не утворює.
Отримують оксид сірки (2) зазвичай за допомогою спалювання сірки або розкладання її ангідриду:
- 2S2+O2 = 2SO;
- 2SO2 = 2SO+O2.
У воді речовина розчиняється. В результаті оксид сірки утворює тіо сірчану кислоту:
- S 2 O 2 +H 2 O = H 2 S 2 O 3 .
Загальні дані про сірчистий газ
Оксид сірки - чергова форма оксидів сірки з хімічною формулою SO 2 . Має неприємний специфічний запах та не має кольору. Піддається тиску, може запалюватися при кімнатній температурі. При розчиненні у воді утворює нестійку сірчисту кислоту. Може розчинятися в розчинах етанолу та сірчаної кислоти. Є компонентом вулканічного газу.
У промисловості отримують спалюванням сірки або випалюванням її сульфідів:
- 2FeS 2 +5O 2 = 2FeO+4SO 2 .
У лабораторіях, як правило, SO 2 отримують за допомогою сульфітів і гідросульфітів, піддаючи їх впливу сильної кислоти, а також впливу на метали з невеликим ступенем активності концентрованої H 2 SO 4 .
Як і інші сірчані оксиди, SO 2 є кислотним оксидом. Взаємодіючи з лугами, утворюючи різні сульфіти, входить у реакції з водою, створюючи сірчану кислоту.
SO 2 надзвичайно активний, і це яскраво виражається у його відновлювальних властивостях, де окислювальний ступінь оксиду сірки зростає. Може виявляти властивості окислювача, якщо його впливає сильний відновник. Останню характерну особливість використовують для виробництва фосфорноватої кислоти, або для відокремлення S від газів металургійної галузі діяльності.
Оксид сірки (4) широко використовується людиною для отримання сірчистої кислоти або її солей - це його основна сфера застосування. А також він бере участь у процесах виноробства і виступає там у ролі консерванту (E220), іноді їм протруюють овочесховища та склади, оскільки він знищує мікроорганізми. Матеріали, які не можна відбілювати хлором, обробляють оксидом сірки.
SO 2 - Досить токсична сполука. Характерні симптоми, що вказують на отруєння ним, - це відкашлювання, поява проблем з диханням, як правило, у вигляді нежиті, захриплості, поява незвичайного присмаку та першіння у горлі. Вдихання такого газу може викликати ядуху, порушення мовної здатності індивіда, блювання, утруднення процесу ковтання, а також легеневий набряк у гострій формі. Максимально допустимою концентрацією цієї речовини у робочому приміщенні є 10 мг/м 3 . Однак у різних людейорганізм може виявляти і різну чутливість до сірчистого газу.
Загальні дані про сірчаний ангідрид
Сірчаний газ, або, як його називають, сірчаний ангідрид, - це вищий оксид сірки з хімічною формулою SO3. Рідина з задушливим запахом, легколетюча при стандартних умов. Здатна застигати, утворюючи суміші кристалічного типуз його твердих модифікацій при температурі від 16.9 ° C і нижче.
Детальний аналіз вищого оксиду
При окисленні SO 2 повітрям під впливом високих температур необхідною умовою є наявність каталізатора, наприклад V 2 O 5 , Fe 2 O 3 , NaVO 3 або Pt.
Термічне розкладання сульфатів або взаємодія озону та SO 2:
- Fe 2 (SO 4) 3 = Fe 2 O 3 +3SO 3;
- SO2 + O3 = SO3 + O2.
Окислення SO 2 за допомогою NO 2:
- SO2+NO2=SO3+NO.
До фізичних якісних характеристик відносяться: наявність у стані газу плоскої будови, тригонального типу та D 3 h симетрії, під час переходу від газу до кристала або рідини утворює тримач циклічного характеру та зигзагоподібний ланцюг, що має ковалентний полярний зв'язок.
У твердій формі SO 3 зустрічається в альфа, бета, гамма та сигма формах, при цьому він має, відповідно, різну температуру плавлення, ступінь прояву полімеризації та різноманітну кристалічну форму. Існування такої кількості видів SO 3 обумовлено утворенням донорно-акцепторного типу зв'язків.
До властивостей ангідриду сірки можна віднести безліч його якостей, основними є:
Здатність взаємодіяти з основами та оксидами:
- 2KHO+SO3 = K2SO4+H2O;
- CaO+SO3 = CaSO4.
Вищий сірчаний оксид SO 3 має досить велику активність і створює сірчану кислоту, взаємодіючи з водою:
- SO3 + H2O = H2SO4.
Вступає в реакції взаємодії з хлороводнем і утворює хлоросульфатну кислоту:
- SO3+HCl=HSO3Cl.
Для оксиду сірки характерним є прояв сильних окисних властивостей.
Застосування сірчаного ангідриду знаходить у створенні сірчаної кислоти. Невелика його кількість виділяється в навколишнє середовищепід час використання сірчаних шашок. SO 3 утворюючи сірчану кислоту після взаємодії з вологою поверхнею, знищує різноманітні небезпечні організминаприклад грибки.
Підбиваючи підсумки
Оксид сірки може бути в різних агрегатних станах, починаючи з рідини та закінчуючи твердою формою. У природі зустрічається рідко, а способів його отримання у промисловості досить багато, як і сфер, де його можна використовувати. Сам оксид має три форми, у яких він виявляє різний ступінь валентності. Може бути дуже токсичним та викликати серйозні проблемизі здоров'ям.
Сірка поширена в земної кори, Серед інших елементів займає шістнадцяте місце. Вона зустрічається як у вільному стані, так і у зв'язаному вигляді. Неметалічні властивості характерні для 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 і 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 концентрованої кислотисірчаної 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 сполукз формулою SO3 + х, де х може бути 0 або 1. Мономерний 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.
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 господарствідля 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 доти, доки на дні ємності не утворювалася кислота необхідної концентрації.
У ХІХ ст. спосіб удосконалили: замість селітри почали 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 розбавленою 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-відновні 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
