Acido ossido di zolfo 4. Anidride solforosa

L'ossido di zolfo (anidride solforosa, anidride solforosa, anidride solforosa) è un gas incolore che in condizioni normali ha un odore acuto e caratteristico (simile all'odore di un fiammifero acceso). Si liquefa sotto pressione a temperatura ambiente. L'anidride solforosa è solubile in acqua e si forma acido solforico instabile. Questa sostanza è anche solubile in acido solforico ed etanolo. Questo è uno dei componenti principali che compongono i gas vulcanici.

Diossido di zolfo

La produzione di SO2 - anidride solforosa - prevede a livello industriale la combustione dello zolfo o la tostatura dei solfuri (viene utilizzata principalmente la pirite).

4FeS2 (pirite) + 11O2 = 2Fe2O3 + 8SO2 (anidride solforosa).

In un ambiente di laboratorio, l'anidride solforosa può essere prodotta trattando idrosolfiti e solfiti con acidi forti. In questo caso, l'acido solforoso risultante si decompone immediatamente in acqua e anidride solforosa. Per esempio:

Na2SO3 + H2SO4 (acido solforico) = Na2SO4 + H2SO3 (acido solforoso).
H2SO3 (acido solforoso) = H2O (acqua) + SO2 (anidride solforosa).

Il terzo metodo per produrre anidride solforosa prevede l'azione dell'acido solforico concentrato sui metalli a bassa attività quando riscaldati. Ad esempio: Cu (rame) + 2H2SO4 (acido solforico) = CuSO4 (solfato di rame) + SO2 (anidride solforosa) + 2H2O (acqua).

Proprietà chimiche dell'anidride solforosa

La formula dell'anidride solforosa è SO3. Questa sostanza appartiene agli ossidi acidi.

1. L'anidride solforosa si dissolve in acqua per formare acido solforoso. In condizioni normali, questa reazione è reversibile.

SO2 (anidride solforosa) + H2O (acqua) = H2SO3 (acido solforoso).

2. Con gli alcali, l'anidride solforosa forma solfiti. Ad esempio: 2NaOH (idrossido di sodio) + SO2 (anidride solforosa) = Na2SO3 (solfito di sodio) + H2O (acqua).

3. L'attività chimica dell'anidride solforosa è piuttosto elevata. Le proprietà riducenti dell'anidride solforosa sono più pronunciate. In tali reazioni, lo stato di ossidazione dello zolfo aumenta. Ad esempio: 1) SO2 (anidride solforosa) + Br2 (bromo) + 2H2O (acqua) = H2SO4 (acido solforico) + 2HBr (bromuro di idrogeno); 2) 2SO2 (anidride solforosa) + O2 (ossigeno) = 2SO3 (solfito); 3) 5SO2 (anidride solforosa) + 2KMnO4 (permanganato di potassio) + 2H2O (acqua) = 2H2SO4 (acido solforico) + 2MnSO4 (solfato di manganese) + K2SO4 (solfato di potassio).

L'ultima reazione è un esempio di reazione qualitativa a SO2 e SO3. La soluzione diventa di colore viola.)

4. In presenza di forti agenti riducenti, l'anidride solforosa può presentare proprietà ossidanti. Ad esempio, per estrarre lo zolfo dai gas di scarico nell'industria metallurgica, si utilizza la riduzione dell'anidride solforosa con monossido di carbonio (CO): SO2 (anidride solforosa) + 2CO (monossido di carbonio) = 2CO2 + S (zolfo).

Inoltre, le proprietà ossidanti di questa sostanza vengono utilizzate per ottenere acido fosforoso: PH3 (fosfina) + SO2 (anidride solforosa) = H3PO2 (acido fosforico) + S (zolfo).

Dove viene utilizzata l'anidride solforosa?

L'anidride solforosa viene utilizzata principalmente per produrre acido solforico. Viene utilizzato anche nella produzione di bevande a basso contenuto alcolico (vino e altre bevande di prezzo medio). A causa della proprietà di questo gas di uccidere vari microrganismi, viene utilizzato per fumigare magazzini e negozi di ortaggi. Inoltre, l'ossido di zolfo viene utilizzato per sbiancare lana, seta e paglia (quei materiali che non possono essere sbiancati con il cloro). Nei laboratori l'anidride solforosa viene utilizzata come solvente e per ottenere vari sali di anidride solforosa.

Effetti fisiologici

L'anidride solforosa ha forti proprietà tossiche. I sintomi di avvelenamento sono tosse, naso che cola, raucedine, un sapore particolare in bocca e un forte mal di gola. Quando l'anidride solforosa viene inalata in alte concentrazioni, si verificano difficoltà di deglutizione e soffocamento, disturbi del linguaggio, nausea e vomito e può svilupparsi edema polmonare acuto.

MPC del biossido di zolfo:
- all'interno - 10 mg/m³;
- esposizione media giornaliera massima una tantum nell'aria atmosferica - 0,05 mg/m³.

La sensibilità all’anidride solforosa varia tra individui, piante e animali. Ad esempio, tra gli alberi, i più resistenti sono la quercia e la betulla, mentre i meno resistenti sono l'abete rosso e il pino.

L'anidride solforosa ha una struttura molecolare simile all'ozono. L'atomo di zolfo al centro della molecola è legato a due atomi di ossigeno. Questo prodotto gassoso dell'ossidazione dello zolfo è incolore, emette un odore pungente e si condensa facilmente in un liquido limpido quando le condizioni cambiano. La sostanza è altamente solubile in acqua e ha proprietà antisettiche. L'SO 2 viene prodotto in grandi quantità nell'industria chimica, in particolare nel ciclo di produzione dell'acido solforico. Il gas è ampiamente utilizzato per la lavorazione di prodotti agricoli e alimentari, per il candeggio dei tessuti nell'industria tessile.

Nomi sistematici e banali delle sostanze

È necessario comprendere la varietà di termini relativi allo stesso composto. Il nome ufficiale del composto, la cui composizione chimica si riflette nella formula SO 2, è anidride solforosa. La IUPAC consiglia di utilizzare questo termine e il suo equivalente inglese: anidride solforosa. I libri di testo per scuole e università menzionano spesso un altro nome: ossido di zolfo (IV). Il numero romano tra parentesi indica che la valenza dell'atomo di ossigeno S in questo ossido è bivalente e il numero di ossidazione dello zolfo è +4. Nella letteratura tecnica vengono utilizzati termini obsoleti come anidride solforosa, anidride dell'acido solforico (un prodotto della sua disidratazione).

Composizione e caratteristiche della struttura molecolare della SO 2

La molecola SO 2 è formata da un atomo di zolfo e due atomi di ossigeno. Tra i legami covalenti esiste un angolo di 120°. Nell'atomo di zolfo avviene l'ibridazione sp2: le nubi di un elettrone s e di due elettroni p sono allineate in forma ed energia. Sono loro che partecipano alla formazione di un legame covalente tra zolfo e ossigeno. Nella coppia O–S, la distanza tra gli atomi è 0,143 nm. L'ossigeno è un elemento più elettronegativo dello zolfo, il che significa che le coppie di elettroni di legame si spostano dal centro verso gli angoli esterni. Anche l'intera molecola è polarizzata, il polo negativo sono gli atomi di O, il polo positivo è l'atomo di S.

Alcuni parametri fisici dell'anidride solforosa

L'ossido di zolfo quadrivalente, in condizioni ambientali normali, mantiene uno stato gassoso di aggregazione. La formula dell'anidride solforosa consente di determinarne la massa molecolare e molare relativa: Mr(SO 2) = 64,066, M = 64,066 g/mol (può essere arrotondato a 64 g/mol). Questo gas è quasi 2,3 volte più pesante dell'aria (M(aria) = 29 g/mol). Il biossido ha un odore acuto e specifico di zolfo che brucia, difficile da confondere con qualsiasi altro. È sgradevole, irrita le mucose degli occhi e provoca la tosse. Ma l'ossido di zolfo (IV) non è velenoso come l'idrogeno solforato.

Sotto pressione a temperatura ambiente, il gas di anidride solforosa si liquefa. A basse temperature la sostanza è allo stato solido e fonde a -72...-75,5 °C. Con un ulteriore aumento della temperatura appare il liquido e a -10,1 °C si forma nuovamente il gas. Le molecole di SO 2 sono termicamente stabili; la decomposizione in zolfo atomico e ossigeno molecolare avviene a temperature molto elevate (circa 2800 ºC).

Solubilità e interazione con l'acqua

L'anidride solforosa, quando sciolta in acqua, reagisce parzialmente con essa formando un acido solforoso molto debole. Al momento della ricezione, si decompone immediatamente in anidride e acqua: SO 2 + H 2 O ↔ H 2 SO 3. Nella soluzione, infatti, non è presente acido solforoso, ma molecole di SO 2 idratate. Il biossido di gas reagisce meglio con l'acqua fredda e la sua solubilità diminuisce con l'aumentare della temperatura. In condizioni normali, fino a 40 volumi di gas possono dissolversi in 1 volume di acqua.

Anidride solforosa in natura

Quantità significative di anidride solforosa vengono rilasciate con i gas vulcanici e la lava durante le eruzioni. Molti tipi di attività antropiche portano anche ad un aumento delle concentrazioni di SO 2 nell'atmosfera.

L'anidride solforosa viene rilasciata nell'aria dagli impianti metallurgici, dove i gas di scarico non vengono catturati durante la tostatura del minerale. Molti tipi di combustibili fossili contengono zolfo; di conseguenza, quantità significative di anidride solforosa vengono rilasciate nell’aria atmosferica durante la combustione di carbone, petrolio, gas e combustibile da essi ottenuto. L'anidride solforosa diventa tossica per l'uomo a concentrazioni nell'aria superiori allo 0,03%. Una persona inizia ad avvertire mancanza di respiro e possono verificarsi sintomi simili a bronchite e polmonite. Concentrazioni molto elevate di anidride solforosa nell'atmosfera possono causare gravi avvelenamenti o morte.

Anidride solforosa - produzione in laboratorio e nell'industria

Metodi di laboratorio:

1. Quando lo zolfo viene bruciato in un pallone con ossigeno o aria, si ottiene il biossido secondo la formula: S + O 2 = SO 2.
2. Puoi agire sui sali dell'acido solforoso con acidi inorganici più forti, è meglio prendere l'acido cloridrico, ma puoi usare acido solforico diluito:

• Na2SO3 + 2HCl = 2NaCl + H2SO3;
• Na 2 SO 3 + H 2 SO 4 (diluito) = Na 2 SO 4 + H 2 SO 3;
• H2SO3 = H2O + SO2.

3. Quando il rame reagisce con l'acido solforico concentrato, non rilascia idrogeno, ma anidride solforosa:

2H 2 SO 4 (concentrato) + Cu = CuSO 4 + 2H 2 O + SO 2.

Metodi moderni di produzione industriale di anidride solforosa:

1. Ossidazione dello zolfo naturale quando viene bruciato in forni speciali: S + O 2 = SO 2.
2. Pirite di ferro da fuoco (pirite).

Proprietà chimiche fondamentali dell'anidride solforosa

L'anidride solforosa è un composto chimicamente attivo. Nei processi redox, questa sostanza agisce spesso come agente riducente. Ad esempio, quando il bromo molecolare reagisce con l'anidride solforosa, i prodotti della reazione sono acido solforico e acido bromidrico. Le proprietà ossidanti della SO 2 compaiono se questo gas viene fatto passare attraverso acqua di idrogeno solforato. Di conseguenza, viene rilasciato zolfo, si verifica l'autoossidazione-autoriduzione: SO 2 + 2H 2 S = 3S + 2H 2 O.

L'anidride solforosa presenta proprietà acide. Corrisponde a uno degli acidi più deboli e instabili: il solforoso. Questo composto non esiste nella sua forma pura; le proprietà acide di una soluzione di anidride solforosa possono essere rilevate mediante indicatori (il tornasole diventa rosa). L'acido solforoso produce sali medi - solfiti e sali acidi - idrosolfiti. Tra questi ci sono composti stabili.

Il processo di ossidazione dello zolfo nel biossido allo stato esavalente nell'anidride solforica è catalitico. La sostanza risultante si dissolve energicamente in acqua e reagisce con le molecole di H 2 O. La reazione è esotermica, si forma acido solforico, o meglio la sua forma idrata.

Usi pratici dell'anidride solforosa

Il metodo principale di produzione industriale dell'acido solforico, che richiede biossido elementare, prevede quattro fasi:

1. Ottenimento di anidride solforosa bruciando lo zolfo in forni speciali.
2. Purificazione dell'anidride solforosa risultante da tutti i tipi di impurità.
3. Ulteriore ossidazione a zolfo esavalente in presenza di un catalizzatore.
4. Assorbimento del triossido di zolfo da parte dell'acqua.

In precedenza, quasi tutto il biossido di zolfo necessario per produrre acido solforico su scala industriale veniva ottenuto dalla tostatura della pirite come sottoprodotto della produzione dell’acciaio. Nuovi tipi di lavorazione delle materie prime metallurgiche utilizzano meno combustione del minerale. Pertanto, negli ultimi anni lo zolfo naturale è diventato il principale materiale di partenza per la produzione di acido solforico. Importanti riserve globali di questa materia prima e la sua disponibilità consentono di organizzare una lavorazione su larga scala.

L'anidride solforosa è ampiamente utilizzata non solo nell'industria chimica, ma anche in altri settori dell'economia. Le fabbriche tessili utilizzano questa sostanza e i prodotti della sua reazione chimica per sbiancare i tessuti di seta e lana. Questo è un tipo di candeggio senza cloro che non distrugge le fibre.

L'anidride solforosa ha eccellenti proprietà disinfettanti, che vengono utilizzate nella lotta contro funghi e batteri. L'anidride solforosa viene utilizzata per fumigare gli impianti di stoccaggio agricolo, le botti di vino e le cantine. L'SO 2 viene utilizzato nell'industria alimentare come sostanza conservante e antibatterica. Lo aggiungono agli sciroppi e vi immergono la frutta fresca. Solfitizzazione
Il succo di barbabietola da zucchero decolora e disinfetta le materie prime. Le puree e i succhi di verdura in scatola contengono anche anidride solforosa come antiossidante e conservante.

4.doc

Zolfo. Solfuro di idrogeno, solfuri, idrosolfuri. Ossidi di zolfo (IV) e (VI). Acidi solforosi e solforici e loro sali. Esteri dell'acido solforico. Tiosolfato di sodio

4.1. Zolfo

Lo zolfo è uno dei pochi elementi chimici che le persone utilizzano da diversi millenni. È molto diffuso in natura e lo si trova sia allo stato libero (zolfo nativo) che in composti. I minerali contenenti zolfo possono essere divisi in due gruppi: solfuri (piriti, lustri, blende) e solfati. Lo zolfo nativo si trova in grandi quantità in Italia (isola di Sicilia) e negli Stati Uniti. Nella CSI ci sono depositi di zolfo nativo nella regione del Volga, negli stati dell'Asia centrale, in Crimea e in altre aree.

I minerali del primo gruppo includono lucentezza di piombo PbS, lucentezza di rame Cu 2 S, lucentezza d'argento - Ag 2 S, blenda di zinco - ZnS, blenda di cadmio - CdS, pirite o pirite di ferro - FeS 2, calcopirite - CuFeS 2, cinabro - HgS.

I minerali del secondo gruppo includono gesso CaSO 4 2H 2 O, mirabilite (sale di Glauber) - Na 2 SO 4 10H 2 O, kieserite - MgSO 4 H 2 O.

Lo zolfo si trova nel corpo degli animali e delle piante, poiché fa parte delle molecole proteiche. I composti organici dello zolfo si trovano nell'olio.

Ricevuta

1. Quando si ottiene lo zolfo da composti naturali, ad esempio dalla pirite di zolfo, viene riscaldato a temperature elevate. La pirite di zolfo si decompone per formare solfuro di ferro (II) e zolfo:

2. Lo zolfo può essere ottenuto mediante ossidazione dell'idrogeno solforato in mancanza di ossigeno secondo la reazione:

2H2S+O2 =2S+2H2O

3. Attualmente è consuetudine ottenere lo zolfo riducendo l'anidride solforosa SO2 con carbonio, un sottoprodotto nella fusione dei metalli dai minerali di zolfo:

SO2+C = CO2+S

4. I gas di scarico dei forni metallurgici e da coke contengono una miscela di anidride solforosa e idrogeno solforato. Questa miscela viene fatta passare ad alta temperatura su un catalizzatore:

H2S+SO2 =2H2O+3S

^ Proprietà fisiche

Lo zolfo è una sostanza dura, fragile, di colore giallo limone. È praticamente insolubile in acqua, ma è altamente solubile nell'anilina disolfuro di carbonio CS 2 e in alcuni altri solventi.

Conduce male il calore e l'elettricità. Lo zolfo forma diverse modifiche allotropiche:

1 . ^ Zolfo rombico (i più stabili), i cristalli hanno la forma di ottaedri.

Quando lo zolfo viene riscaldato, il suo colore e la sua viscosità cambiano: prima si forma un giallo chiaro, poi, con l'aumentare della temperatura, si scurisce e diventa così viscoso che con ulteriore riscaldamento non fuoriesce dalla provetta, la viscosità diminuisce; di nuovo, e a 444,6 °C lo zolfo bolle.

2. ^ Zolfo monoclino - modificazione sotto forma di cristalli aghiformi di colore giallo scuro, ottenuti per lento raffreddamento dello zolfo fuso.

3. Zolfo plastico si forma se lo zolfo riscaldato a ebollizione viene versato in acqua fredda. Si allunga facilmente come la gomma (vedi Fig. 19).

Lo zolfo naturale è costituito da una miscela di quattro isotopi stabili: 32 16 S, 33 16 S, 34 16 S, 36 16 S.

^ Proprietà chimiche

L'atomo di zolfo, avendo un livello di energia esterna incompleto, può aggiungere due elettroni ed esibire un grado

Ossidazione -2. Lo zolfo mostra questo grado di ossidazione nei composti con metalli e idrogeno (Na 2 S, H 2 S). Quando gli elettroni vengono ceduti o ritirati ad un atomo di un elemento più elettronegativo, lo stato di ossidazione dello zolfo può essere +2, +4, +6.

Al freddo lo zolfo è relativamente inerte, ma con l'aumentare della temperatura aumenta la sua reattività. 1. Con i metalli, lo zolfo presenta proprietà ossidanti. Queste reazioni producono solfuri (non reagiscono con oro, platino e iridio): Fe+S=FeS

2. In condizioni normali lo zolfo non interagisce con l'idrogeno, ma a 150-200°C avviene una reazione reversibile:

3. Nelle reazioni con metalli e idrogeno, lo zolfo si comporta come un tipico agente ossidante e in presenza di forti agenti ossidanti presenta proprietà riducenti.

S+3F 2 =SF 6 (non reagisce con lo iodio)

4. La combustione dello zolfo nell'ossigeno avviene a 280°C e nell'aria a 360°C. Questo produce una miscela di SO 2 e SO 3:

S+O2 =SO2 2S+3O2 =2SO3

5. Se riscaldato senza accesso all'aria, lo zolfo si combina direttamente con fosforo e carbonio, esibendo proprietà ossidanti:

2P+3S=P2S3 2S+C = CS2

6. Quando interagisce con sostanze complesse, lo zolfo si comporta principalmente come agente riducente:

7. Lo zolfo è capace di reazioni di sproporzione. Pertanto, quando la polvere di zolfo viene bollita con alcali, si formano solfiti e solfuri:

Applicazione

Lo zolfo è ampiamente utilizzato nell'industria e nell'agricoltura. Circa la metà della sua produzione viene utilizzata per produrre acido solforico. Lo zolfo viene utilizzato per vulcanizzare la gomma: in questo caso la gomma si trasforma in gomma.

Sotto forma di zolfo colorante (polvere fine), lo zolfo viene utilizzato per combattere le malattie dei vigneti e del cotone. Viene utilizzato per produrre polvere da sparo, fiammiferi e composti luminosi. In medicina, gli unguenti allo zolfo vengono preparati per curare le malattie della pelle.

4.2. Solfuro di idrogeno, solfuri, idrosolfuri

L'idrogeno solforato è un analogo dell'acqua. La sua formula elettronica

Mostra che due elettroni p del livello esterno dell'atomo di zolfo partecipano alla formazione di legami H-S-H. La molecola di H 2 S ha una forma angolare, quindi è polare.

^ Essere nella natura

L'idrogeno solforato si trova naturalmente nei gas vulcanici e nelle acque di alcune sorgenti minerali, ad esempio Pyatigorsk, Matsesta. Si forma durante la decomposizione di sostanze organiche contenenti zolfo di vari resti animali e vegetali. Questo spiega il caratteristico odore sgradevole di liquami, pozzi neri e discariche di rifiuti.

Ricevuta

1. L'idrogeno solforato può essere ottenuto combinando direttamente lo zolfo con l'idrogeno quando riscaldato:

2. Ma di solito si ottiene dall'azione dell'acido cloridrico o solforico diluito sul solfuro di ferro (III):

2HCl+FeS=FeCl 2 +H 2 S 2H + +FeS=Fe 2+ +H 2 S Questa reazione viene spesso eseguita in un apparato Kipp.

^ Proprietà fisiche

In condizioni normali, l'idrogeno solforato è un gas incolore con un forte odore caratteristico di uova marce. Molto velenoso, se inalato si lega all'emoglobina, provocando la paralisi, cosa che avviene spesso

Il che porta alla morte. In piccole concentrazioni è meno pericoloso. È necessario lavorarlo in cappe chimiche o con dispositivi ermeticamente chiusi. Il contenuto consentito di H 2 S nei locali industriali è di 0,01 mg per 1 litro d'aria.

L'idrogeno solforato è relativamente solubile in acqua (a 20°C, 2,5 volumi di idrogeno solforato si sciolgono in 1 volume di acqua).

Una soluzione di idrogeno solforato in acqua è chiamata acqua di idrogeno solforato o acido idrosolfuro (presenta le proprietà di un acido debole).

^ Proprietà chimiche

1, Se riscaldato fortemente, l'idrogeno solforato si decompone quasi completamente per formare zolfo e idrogeno.

2. Il gas di idrogeno solforato brucia nell'aria con una fiamma blu per formare ossido di zolfo (IV) e acqua:

2H2S+3O2 =2SO2+2H2O

In mancanza di ossigeno si formano zolfo e acqua: 2H 2 S + O 2 = 2S + 2H 2 O

3. L'idrogeno solforato è un agente riducente abbastanza forte. Questa importante proprietà chimica può essere spiegata come segue. In soluzione, l’H2S cede con relativa facilità elettroni alle molecole di ossigeno dell’aria:

In questo caso, l'ossigeno nell'aria ossida l'idrogeno solforato in zolfo, rendendo torbida l'acqua di idrogeno solforato:

2H2S+O2 =2S+2H2O

Ciò spiega anche il fatto che l'idrogeno solforato non si accumula in natura in grandi quantità durante il decadimento delle sostanze organiche: l'ossigeno nell'aria lo ossida in zolfo libero.

4, L'idrogeno solforato reagisce vigorosamente con soluzioni alogene, ad esempio:

H 2 S+I 2 =2HI+S Viene rilasciato zolfo e la soluzione di iodio diventa scolorita.

5. Vari agenti ossidanti reagiscono vigorosamente con l'idrogeno solforato: l'azione dell'acido nitrico produce zolfo libero.

6. La soluzione di idrogeno solforato ha una reazione acida dovuta a dissociazioni:

H 2 SÝ + +HS - HS - H + +S -2

Di solito prevale la prima fase. È un acido molto debole: più debole dell'acido carbonico, che solitamente sposta l'H 2 S dai solfuri.

Solfuri e idrosolfuri

L'acido solfidrico, come acido dibasico, forma due serie di sali:

Medio - solfuri (Na 2 S);

Acido - idrosolfuri (NaHS).

Questi sali si possono ottenere: - facendo reagire idrossidi con idrogeno solforato: 2NaOH+H 2 S=Na 2 S+2H 2 O

Interazione diretta dello zolfo con i metalli:

Reazione di scambio dei sali con H 2 S o tra sali:

Pb(NO3)2+Na2S=PbS+2NaNO3

CuSO 4 +H 2 S=CuS+H 2 SO 4 Cu 2+ +H 2 S=CuS+2H +

Gli idrosolfuri sono quasi tutti altamente solubili in acqua.

Anche i solfuri dei metalli alcalini e alcalino terrosi sono facilmente solubili in acqua e incolori.

I solfuri dei metalli pesanti sono praticamente insolubili o poco solubili in acqua (FeS, MnS, ZnS); alcuni di essi non si sciolgono negli acidi diluiti (CuS, PbS, HgS).

Come sali di un acido debole, i solfuri nelle soluzioni acquose sono altamente idrolizzati. Ad esempio, i solfuri di metalli alcalini hanno una reazione alcalina quando disciolti in acqua:

Na2S+ННNaHS+NaOH

Tutti i solfuri, come lo stesso idrogeno solforato, sono agenti riducenti energetici:

3PbS -2 +8HN +5 O 3(diluito) =3PbS +6 O 4 +4H 2 O+8N +2 O

Alcuni solfuri hanno un colore caratteristico: CuS e PbS - nero, CdS - giallo, ZnS - bianco, MnS - rosa, SnS - marrone, Al 2 S 3 - arancione. L'analisi qualitativa dei cationi si basa sulla diversa solubilità dei solfuri e sui diversi colori di molti di essi.

^ 4.3. Ossido di zolfo (IV) e acido solforoso

L'ossido di zolfo (IV), o biossido di zolfo, è in condizioni normali un gas incolore con un odore pungente e soffocante. Raffreddato a -10°C si liquefa in un liquido incolore.

Ricevuta

1. In condizioni di laboratorio, l'ossido di zolfo (IV) viene ottenuto dai sali dell'acido solforoso trattandoli con acidi forti:

Na 2 SO 3 +H 2 SO 4 =Na 2 SO 4 +S0 2 +H 2 O 2NaHSO 3 +H 2 SO 4 =Na 2 SO 4 +2SO 2 +2H 2 O 2HSO - 3 +2H + =2SO 2 +2H 2 O

2. Inoltre, l'anidride solforosa si forma dall'interazione dell'acido solforico concentrato quando riscaldato con metalli a bassa attività:

Cu+2H2SO4 =CuSO4 +SO2 +2H2O

Cu+4H + +2SO 2- 4 =Cu 2+ + SO 2- 4 +SO 2 +2H 2 O

3. L'ossido di zolfo (IV) si forma anche quando lo zolfo viene bruciato nell'aria o nell'ossigeno:

4. In condizioni industriali, la SO 2 si ottiene mediante arrostimento di pirite FeS 2 o minerali di zolfo di metalli non ferrosi (blenda di zinco ZnS, lucentezza di piombo PbS, ecc.):

4FeS2 +11O2 =2Fe2O3 +8SO2

Formula strutturale della molecola SO 2:

Quattro elettroni di zolfo e quattro elettroni di due atomi di ossigeno prendono parte alla formazione di legami in una molecola di SO 2. La mutua repulsione delle coppie di elettroni di legame e della coppia elettronica solitaria dello zolfo conferisce alla molecola una forma angolare.

Proprietà chimiche

1. L'ossido di zolfo (IV) presenta tutte le proprietà degli ossidi acidi:

Interazione con l'acqua

Interazione con alcali,

Interazione con ossidi basici.

2. L'ossido di zolfo (IV) è caratterizzato da proprietà riducenti:

S +4 O 2 +O 0 2 2S +6 O -2 3 (in presenza di catalizzatore, quando riscaldato)

Ma in presenza di forti agenti riducenti, la SO 2 si comporta come un agente ossidante:

La dualità redox dell'ossido di zolfo (IV) è spiegata dal fatto che lo zolfo ha al suo interno uno stato di ossidazione +4, e quindi può, donando 2 elettroni, essere ossidato a S +6, e accettando 4 elettroni, ridotto a S°. La manifestazione di queste o altre proprietà dipende dalla natura del componente reagente.

L'ossido di zolfo (IV) è altamente solubile in acqua (40 volumi di SO 2 si sciolgono in 1 volume a 20°C). In questo caso si forma acido solforoso, che esiste solo in soluzione acquosa:

SO2+H2OH2SO3

La reazione è reversibile. In una soluzione acquosa, l'ossido di zolfo (IV) e l'acido solforoso sono in equilibrio chimico e possono essere spostati. Quando si lega H 2 SO 3 (neutralizzazione dell'acido

Si) la reazione procede verso la formazione di acido solforoso; quando la SO 2 viene rimossa (mediante insufflazione di una soluzione di azoto o riscaldamento), la reazione procede verso le sostanze di partenza. Una soluzione di acido solforoso contiene sempre ossido di zolfo (IV), che le conferisce un odore pungente.

L'acido solforoso ha tutte le proprietà degli acidi. In soluzione si dissocia gradualmente:

H 2 SO 3 H + +HSO - 3 HSO - 3 H + +SO 2- 3

Termicamente instabile, volatile. L'acido solforoso, come acido dibasico, forma due tipi di sali:

Medio - solfiti (Na 2 SO 3);

Acido - idrosolfiti (NaHSO 3).

I solfiti si formano quando un acido viene completamente neutralizzato con un alcali:

H2SO3+2NaOH=Na2SO3+2H2O

Gli idrosolfiti si ottengono quando mancano gli alcali:

H2SO3 +NaOH=NaHSO3 +H2O

L'acido solforoso e i suoi sali hanno proprietà sia ossidanti che riducenti, che sono determinate dalla natura del partner di reazione.

1. Pertanto, sotto l'influenza dell'ossigeno, i solfiti vengono ossidati in solfati:

2Na2 S +4 O3 +O 0 2 =2Na2 S +6 O -2 4

L'ossidazione dell'acido solforoso con bromo e permanganato di potassio avviene ancora più facilmente:

5H 2 S +4 O 3 +2KMn +7 O 4 =2H 2 S +6 O 4 +2Mn +2 S +6 O 4 +K 2 S +6 O 4 +3H 2 O

2. In presenza di agenti riducenti più energetici, i solfiti mostrano proprietà ossidanti:

Quasi tutti gli idrosolfiti e i solfiti di metalli alcalini si dissolvono dai sali dell'acido solforoso.

3. Poiché H 2 SO 3 è un acido debole, quando gli acidi agiscono su solfiti e idrosolfiti, viene rilasciata SO 2. Questo metodo viene solitamente utilizzato per ottenere SO 2 in condizioni di laboratorio:

NaHSO3 +H2SO4 =Na2SO4 +SO2 +H2O

4. I solfiti idrosolubili vengono facilmente idrolizzati, a seguito dei quali aumenta la concentrazione di ioni OH nella soluzione:

Na2SO3 +HONNaHSO3 +NaOH

Applicazione

L'ossido di zolfo (IV) e l'acido solforoso decolorano molti coloranti, formando con essi composti incolori. Quest'ultimo può decomporsi nuovamente se riscaldato o esposto alla luce, ripristinando così il colore. Di conseguenza, l'effetto sbiancante di SO 2 e H 2 SO 3 differisce dall'effetto sbiancante del cloro. Tipicamente, l'ossido di zolfo (IV) viene utilizzato per sbiancare lana, seta e paglia.

L'ossido di zolfo (IV) uccide molti microrganismi. Pertanto, per distruggere le muffe, fumigano scantinati umidi, cantine, botti di vino, ecc. Viene utilizzato anche per il trasporto e lo stoccaggio di frutta e bacche. L'ossido di zolfo IV) viene utilizzato in grandi quantità per produrre acido solforico.

Un'importante applicazione si trova in una soluzione di idrosolfito di calcio CaHSO 3 (lisciva di solfito), che viene utilizzata per trattare la pasta di legno e carta.

^ 4.4. Ossido di zolfo (VI). Acido solforico

L'ossido di zolfo (VI) (vedi Tabella 20) è un liquido incolore che solidifica ad una temperatura di 16,8°C in una massa solida cristallina. Assorbe molto fortemente l'umidità, formando acido solforico: SO 3 + H 2 O= H 2 SO 4

Tabella 20. Proprietà degli ossidi di zolfo

La dissoluzione dell'ossido di zolfo (VI) in acqua è accompagnata dal rilascio di una notevole quantità di calore.

L'ossido di zolfo (VI) è molto solubile nell'acido solforico concentrato. Una soluzione di SO 3 in acido anidro è chiamata oleum. Gli oli possono contenere fino al 70% di SO 3 .

Ricevuta

1. L'ossido di zolfo (VI) si ottiene per ossidazione dell'anidride solforosa con l'ossigeno dell'aria in presenza di catalizzatori ad una temperatura di 450°C (vedi. Preparazione dell'acido solforico):

2SO2+O2 =2SO3

2. Un altro modo per ossidare SO 2 in SO 3 è utilizzare l'ossido nitrico (IV) come agente ossidante:

L'ossido di azoto (II) risultante, quando interagisce con l'ossigeno atmosferico, si trasforma facilmente e rapidamente in ossido di azoto (IV): 2NO+O 2 = 2NO 2

Che può essere nuovamente utilizzato nell'ossidazione della SO 2. Di conseguenza, NO2 agisce come trasportatore di ossigeno. Questo metodo di ossidazione di SO 2 in SO 3 è chiamato nitroso. La molecola SO 3 ha la forma di un triangolo, al centro del quale

L'atomo di zolfo si trova:

Questa struttura è dovuta alla mutua repulsione delle coppie di elettroni che si uniscono. L'atomo di zolfo ha fornito sei elettroni esterni per la loro formazione.

Proprietà chimiche

1. SO 3 è un tipico ossido acido.

2. L'ossido di zolfo (VI) ha le proprietà di un forte agente ossidante.

Applicazione

L'ossido di zolfo (VI) viene utilizzato per produrre acido solforico. La cosa più importante è il metodo di contatto per ricevere

Acido solforico. Utilizzando questo metodo, è possibile ottenere H 2 SO 4 di qualsiasi concentrazione, nonché oleum. Il processo si compone di tre fasi: ottenimento di SO 2; ossidazione di SO 2 in SO 3; ottenendo H 2 SO 4 .

SO 2 si ottiene tostando la pirite FeS 2 in forni speciali: 4FeS 2 +11O 2 =2Fe 2 O 3 +8SO 2

Per accelerare la cottura, la pirite viene pre-frantumata e per bruciare completamente lo zolfo viene introdotta molta più aria (ossigeno) di quanto richiesto dalla reazione. Il gas in uscita dal forno è costituito da ossido di zolfo (IV), ossigeno, azoto, composti di arsenico (da impurità presenti nella pirite) e vapore acqueo. Si chiama gas di tostatura.

Il gas di torrefazione viene sottoposto a un'accurata pulizia, poiché anche un piccolo contenuto di composti di arsenico, nonché polvere e umidità avvelena il catalizzatore. Il gas viene depurato dai composti dell'arsenico e dalle polveri facendolo passare attraverso appositi filtri elettrici ed una torre di lavaggio; l'umidità viene assorbita dall'acido solforico concentrato nella torre di essiccazione. Il gas purificato contenente ossigeno viene riscaldato in uno scambiatore di calore a 450°C ed entra nell'apparato di contatto. All'interno dell'apparato di contatto sono presenti ripiani reticolari riempiti di catalizzatore.

In precedenza, come catalizzatore veniva utilizzato il platino metallico finemente frantumato. Successivamente, è stato sostituito da composti di vanadio: ossido di vanadio (V) V 2 O 5 o vanadil solfato VOSO 4, che sono più economici del platino e avvelenano più lentamente.

La reazione di ossidazione da SO 2 a SO 3 è reversibile:

2SO2 +O2 2SO3

Un aumento del contenuto di ossigeno nel gas di tostatura aumenta la resa in ossido di zolfo (VI): ad una temperatura di 450°C raggiunge solitamente il 95% e oltre.

L'ossido di zolfo (VI) risultante viene quindi alimentato in controcorrente nella torre di assorbimento, dove viene assorbito dall'acido solforico concentrato. Quando si verifica la saturazione, si forma prima acido solforico anidro e poi oleum. Successivamente, l'oleum viene diluito al 98% di acido solforico e fornito ai consumatori.

Formula strutturale dell'acido solforico:

^ Proprietà fisiche

L'acido solforico è un liquido pesante, incolore, oleoso che cristallizza a +10,4°C, quasi il doppio ( =1,83 g/cm 3) più pesante dell'acqua, inodore, non volatile. Estremamente igroscopico. Assorbe l'umidità rilasciando una grande quantità di calore, quindi non è possibile aggiungere acqua all'acido solforico concentrato: l'acido schizzerà. Per volte

Aggiungere l'acido solforico all'acqua in piccole porzioni.

L'acido solforico anidro dissolve fino al 70% di ossido di zolfo (VI). Quando riscaldato, si separa SO 3 fino a formare una soluzione con una frazione in massa di H 2 SO 4 del 98,3%. L'H 2 SO 4 anidro quasi non conduce corrente elettrica.

^ Proprietà chimiche

1. Si mescola con acqua in qualsiasi rapporto e forma idrati di varia composizione:

H2SO4H2O, H2SO42H2O, H2SO43H2O, H2SO44H2O, H2SO46,5H2O

2. L'acido solforico concentrato carbonizza le sostanze organiche - zucchero, carta, legno, fibre, rimuovendo da esse gli elementi acqua:

C 12 H 22 O 11 + H 2 SO 4 = 12 C + H 2 SO 4 11 H 2 O

Il carbonio risultante reagisce parzialmente con l'acido:

L'essiccazione del gas si basa sull'assorbimento dell'acqua da parte dell'acido solforico.

Come un acido forte non volatile H 2 SO 4 sposta altri acidi dai sali secchi:

NaNO3 +H2SO4 =NaHSO4 +HNO3

Tuttavia, se aggiungi H 2 SO 4 alle soluzioni saline, non si verifica lo spostamento degli acidi.

H 2 SO 4 è un acido dibasico forte: H 2 SO 4 H + +HSO - 4 HSO - 4 H + +SO 2- 4

Ha tutte le proprietà degli acidi forti non volatili.

L'acido solforico diluito è caratterizzato da tutte le proprietà degli acidi non ossidanti. Vale a dire: interagisce con i metalli che si trovano nella serie elettrochimica delle tensioni metalliche fino all'idrogeno:

L'interazione con i metalli avviene a causa della riduzione degli ioni idrogeno.

6. L'acido solforico concentrato è un vigoroso agente ossidante. Quando riscaldato, ossida la maggior parte dei metalli, compresi quelli della serie di tensioni elettrochimiche dopo l'idrogeno. Non reagisce solo con il platino e l'oro. A seconda dell'attività del metallo i prodotti di riduzione possono essere S -2, S° e S +4.

Al freddo, l'acido solforico concentrato non interagisce con metalli forti come alluminio, ferro e cromo. Ciò è spiegato dalla passivazione dei metalli. Questa caratteristica è ampiamente utilizzata durante il trasporto in contenitori di ferro.

Tuttavia, quando riscaldato:

Pertanto, l'acido solforico concentrato interagisce con i metalli a causa della riduzione degli atomi che formano acido.

La reazione qualitativa allo ione solfato SO 2-4 è la formazione di un precipitato cristallino bianco di BaSO 4, insolubile in acqua e acidi:

SO2- 4 +Ba +2 BaSO4 

Applicazione

L'acido solforico è un prodotto essenziale dell'industria chimica di base coinvolta nella produzione di non-

Acidi organici, alcali, sali, fertilizzanti minerali e cloro.

In termini di varietà di applicazioni, l'acido solforico è al primo posto tra gli acidi. La maggior parte viene consumata per produrre fertilizzanti a base di fosforo e azoto. Essendo non volatile, l'acido solforico viene utilizzato per produrre altri acidi: cloridrico, fluoridrico, fosforico e acetico.

Viene utilizzato in gran parte per purificare i prodotti petroliferi - benzina, cherosene, oli lubrificanti - dalle impurità nocive. Nell'ingegneria meccanica, l'acido solforico viene utilizzato per pulire la superficie metallica dagli ossidi prima del rivestimento (nichelatura, cromatura, ecc.). L'acido solforico viene utilizzato nella produzione di esplosivi, fibre artificiali, coloranti, plastica e molti altri. Viene utilizzato per riempire le batterie.

Importanti sono i sali dell'acido solforico.

^ Solfato di sodio Na 2 SO 4 cristallizza da soluzioni acquose sotto forma di Na 2 SO 4 10H 2 O idrato, chiamato sale di Glauber. Utilizzato in medicina come lassativo. Il solfato di sodio anidro viene utilizzato nella produzione di soda e vetro.

^ Solfato di ammonio(NH 4) 2 SO 4 - fertilizzante azotato.

Solfato di potassio K 2 SO 4 - fertilizzante di potassio.

Solfato di calcio CaSO 4 si presenta in natura sotto forma di minerale di gesso CaSO 4 2H 2 O. Quando riscaldato a 150°C, perde parte dell'acqua e si trasforma in un idrato della composizione 2CaSO 4 H 2 O, chiamato gesso bruciato, o alabastro. L'alabastro, se mescolato con acqua in una massa simile a un impasto, dopo un po 'si indurisce di nuovo, trasformandosi in CaSO 4 2H 2 O. Il gesso è ampiamente utilizzato nella costruzione (intonaco).

^ Solfato di magnesio MgSO 4 è contenuto nell'acqua di mare, causandone il sapore amaro. L'idrato di cristallo, chiamato sale amaro, è usato come lassativo.

Vetriolo- nome tecnico per gli idrati cristallini dei solfati metallici Fe, Cu, Zn, Ni, Co (i sali disidratati non sono vetriolo). Solfato di rame CuSO 4 5H 2 O è una sostanza tossica blu. La sua soluzione diluita viene spruzzata sulle piante ed i semi vengono trattati prima della semina. pietra da inchiostro FeSO 4 7H 2 O è una sostanza verde chiaro. Utilizzato per controllare i parassiti delle piante, preparare inchiostri, vernici minerali, ecc. Solfato di zinco ZnSO 4 · 7H 2 O viene utilizzato nella produzione di vernici minerali, nella stampa di calicò e in medicina.

^ 4.5. Esteri dell'acido solforico. Tiosolfato di sodio

Gli esteri dell'acido solforico includono dialchilsolfati (RO 2)SO 2. Sono liquidi altobollenti; quelli inferiori sono solubili in acqua; in presenza di alcali formano alcol e sali di acido solforico. I dialchilsolfati inferiori sono agenti alchilanti.

Dietil solfato(C2H5)2SO4. Punto di fusione -26°C, punto di ebollizione 210°C, solubile in alcoli, insolubile in acqua. Ottenuto facendo reagire acido solforico con etanolo. È un agente di etilazione nella sintesi organica. Penetra attraverso la pelle.

Dimetilsolfato(CA 3) 2 SO 4. Punto di fusione -26,8°C, punto di ebollizione 188,5°C. Solubile in alcoli, scarsamente solubile in acqua. Reagisce con l'ammoniaca in assenza di solvente (in modo esplosivo); solfonati alcuni composti aromatici, come gli esteri fenolici. Si ottiene facendo reagire il 60% di oleum con metanolo a 150°C. È un agente metilante in sintesi organica. Cancerogeno, colpisce gli occhi, la pelle, gli organi respiratori.

^ Tiosolfato di sodio Na2S2O3

Sale dell'acido tiosolfrico in cui i due atomi di zolfo hanno stati di ossidazione diversi: +6 e -2. Sostanza cristallina, altamente solubile in acqua. Viene prodotto sotto forma di idrato cristallino Na 2 S 2 O 3 5H 2 O, comunemente chiamato iposolfito. Si ottiene facendo reagire il solfito di sodio con lo zolfo durante l'ebollizione:

Na2SO3 +S=Na2S2O3

Come l'acido tiosolfrico, è un forte agente riducente. Viene facilmente ossidato dal cloro in acido solforico:

Na2S2O3 +4Cl2 +5H2 O=2H2SO4 +2NaCl+6HCl

Su questa reazione si basava l'utilizzo del tiosolfato di sodio per assorbire il cloro (nelle prime maschere antigas).

L'ossidazione del tiosolfato di sodio con agenti ossidanti deboli avviene in modo leggermente diverso. In questo caso si formano sali dell'acido tetrationico, ad esempio:

2Na2S2O3 +I2 =Na2S4O6 +2NaI

Il tiosolfato di sodio è un sottoprodotto nella produzione di NaHSO 3, coloranti allo zolfo, durante la purificazione dei gas industriali dallo zolfo. Utilizzato per rimuovere tracce di cloro dopo il candeggio dei tessuti, per estrarre l'argento dai minerali; È un fissativo in fotografia, un reagente in iodometria, un antidoto per l'avvelenamento da composti di arsenico e mercurio e un agente antinfiammatorio.

Nei processi redox, l'anidride solforosa può essere sia un agente ossidante che un agente riducente perché l'atomo in questo composto ha uno stato di ossidazione intermedio pari a +4.

Come reagisce l'SO 2 con agenti riducenti più forti, come:

SO2 + 2H2S = 3S↓ + 2H2O

Come reagisce l'agente riducente SO 2 con agenti ossidanti più forti, ad esempio con in presenza di un catalizzatore, con, ecc.:

2SO2 + O2 = 2SO3

SO2 + Cl2 + 2H2O = H2SO3 + 2HCl

Ricevuta

1) L'anidride solforosa si forma quando lo zolfo brucia:

2) Nell'industria si ottiene dalla tostatura della pirite:

3) In laboratorio l'anidride solforosa può essere ottenuta:

Cu + 2H 2 SO 4 = CuSO 4 + SO 2 + 2H 2 O

Applicazione

L'anidride solforosa è ampiamente utilizzata nell'industria tessile per sbiancare vari prodotti. Inoltre, viene utilizzato in agricoltura per distruggere i microrganismi dannosi nelle serre e nelle cantine. Grandi quantità di SO 2 vengono utilizzate per produrre acido solforico.

Ossido di zolfo (VI) – COSÌ 3 (anidride solforica)

L'anidride solforica SO 3 è un liquido incolore che a temperature inferiori a 17 o C si trasforma in una massa cristallina bianca. Assorbe molto bene l'umidità (igroscopico).

Proprietà chimiche

Proprietà acido-base

Come reagisce un tipico ossido acido, l'anidride solforica:

SO3 + CaO = CaSO4

c) con acqua:

SO3 + H2O = H2SO4

Una proprietà speciale dell'SO 3 è la sua capacità di dissolversi bene nell'acido solforico. Una soluzione di SO 3 in acido solforico è chiamata oleum.

Formazione di oleum: H 2 SO 4 + N SO 3 = H 2 SO 4 ∙ N COSÌ 3

Proprietà redox

L'ossido di zolfo (VI) è caratterizzato da forti proprietà ossidanti (solitamente ridotto a SO 2):

3SO3 + H2S = 4SO2 + H2O

Ricezione e utilizzo

L'anidride solforica si forma dall'ossidazione dell'anidride solforosa:

2SO2 + O2 = 2SO3

Nella sua forma pura, l'anidride solforica non ha alcun significato pratico. Si ottiene come prodotto intermedio nella produzione di acido solforico.

H2SO4

La menzione dell'acido solforico si trova per la prima volta tra gli alchimisti arabi ed europei. È stato ottenuto calcinando il solfato di ferro (FeSO 4 ∙ 7H 2 O) in aria: 2FeSO 4 = Fe 2 O 3 + SO 3 + SO 2 o una miscela con: 6KNO 3 + 5S = 3K 2 SO 4 + 2SO 3 + 3N 2, e i vapori di anidride solforica rilasciati si condensano. Assorbendo l'umidità, si trasformarono in oleum. A seconda del metodo di preparazione, l'H 2 SO 4 veniva chiamato olio di vetriolo o olio di zolfo. Nel 1595 l'alchimista Andreas Liebavius ​​stabilì l'identità di entrambe le sostanze.

Per molto tempo l'olio di vetriolo non fu ampiamente utilizzato. L'interesse per esso aumentò notevolmente nel XVIII secolo. È stato scoperto il processo per ottenere l'indaco carminio, un colorante blu stabile, dall'indaco. La prima fabbrica per la produzione di acido solforico fu fondata vicino a Londra nel 1736. Il processo veniva effettuato in camere di piombo, sul fondo delle quali veniva versata l'acqua. Una miscela fusa di salnitro e zolfo veniva bruciata nella parte superiore della camera, quindi vi veniva introdotta l'aria. La procedura è stata ripetuta finché sul fondo del contenitore non si è formato un acido della concentrazione richiesta.

Nel 19 ° secolo il metodo fu migliorato: al posto del salnitro iniziarono a usare l'acido nitrico (dà quando si decompone nella camera). Per reimmettere i gas nitrosi nel sistema, furono costruite torri speciali, che diedero il nome all'intero processo: il processo a torre. Oggi esistono ancora fabbriche che utilizzano il metodo della torre.

L'acido solforico è un liquido oleoso pesante, incolore e inodore, igroscopico; si scioglie bene in acqua. Quando l'acido solforico concentrato viene sciolto in acqua, viene rilasciata una grande quantità di calore, quindi deve essere versato con attenzione nell'acqua (e non viceversa!) e la soluzione deve essere miscelata.

Una soluzione di acido solforico in acqua con un contenuto di H 2 SO 4 inferiore al 70% è solitamente chiamata acido solforico diluito e una soluzione superiore al 70% è acido solforico concentrato.

Proprietà chimiche

Proprietà acido-base

L'acido solforico diluito presenta tutte le proprietà caratteristiche degli acidi forti. Lei reagisce:

H2SO4 + NaOH = Na2SO4 + 2H2O

H2SO4 + BaCl2 = BaSO4 ↓ + 2HCl

Il processo di interazione degli ioni Ba 2+ con gli ioni solfato SO 4 2+ porta alla formazione di un precipitato insolubile bianco BaSO 4 . Questo reazione qualitativa allo ione solfato.

Proprietà redox

In H 2 SO 4 diluito gli agenti ossidanti sono ioni H +, e in H 2 SO 4 concentrato gli agenti ossidanti sono ioni solfato SO 4 2+. Gli ioni SO 4 2+ sono agenti ossidanti più forti degli ioni H + (vedi diagramma).

IN acido solforico diluito i metalli che si trovano nella serie di tensione elettrochimica vengono disciolti all'idrogeno. In questo caso si formano solfati metallici e viene rilasciato:

Zn + H2SO4 = ZnSO4 + H2

I metalli che si trovano dopo l'idrogeno nella serie di tensione elettrochimica non reagiscono con l'acido solforico diluito:

Cu + H2SO4 ≠

Acido solforico concentratoè un forte agente ossidante, soprattutto se riscaldato. Ossida molte ed alcune sostanze organiche.

Quando l'acido solforico concentrato interagisce con i metalli che si trovano dopo l'idrogeno nella serie di tensioni elettrochimiche (Cu, Ag, Hg), si formano solfati metallici e il prodotto di riduzione dell'acido solforico - SO 2.

Con metalli più attivi (Zn, Al, Mg), l'acido solforico concentrato può essere ridotto ad acido solforico libero. Ad esempio, quando l'acido solforico reagisce con, a seconda della concentrazione dell'acido, possono formarsi contemporaneamente diversi prodotti di riduzione dell'acido solforico: SO 2, S, H 2 S:

Zn + 2H2SO4 = ZnSO4 + SO2 + 2H2O

3Zn + 4H2SO4 = 3ZnSO4 + S↓ + 4H2O

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

Al freddo, l'acido solforico concentrato, ad esempio, passiva alcuni metalli e quindi viene trasportato in cisterne di ferro:

Fe+H2SO4 ≠

L'acido solforico concentrato ossida alcuni non metalli (, ecc.), Riducendo a ossido di zolfo (IV) SO 2:

S + 2H2SO4 = 3SO2 + 2H2O

C + 2H2SO4 = 2SO2 + CO2 + 2H2O

Ricezione e utilizzo

Nell'industria, l'acido solforico viene prodotto mediante il metodo di contatto. Il processo di ottenimento avviene in tre fasi:

1. Ottenere SO 2 tostando la pirite:

4FeS2 + 11O2 = 2Fe2O3 + 8SO2

1. Ossidazione di SO 2 in SO 3 in presenza di un catalizzatore – ossido di vanadio (V):

2SO2 + O2 = 2SO3

1. Dissoluzione di SO 3 in acido solforico:

H2SO4+ N SO 3 = H 2 SO 4 ∙ N COSÌ 3

L'oleum risultante viene trasportato in cisterne di ferro. L'acido solforico della concentrazione richiesta si ottiene dall'oleum aggiungendolo all'acqua. Ciò può essere espresso con un diagramma:

H2SO4∙ N SO3 + H2O = H2SO4

L'acido solforico trova una varietà di applicazioni in un'ampia varietà di settori dell'economia nazionale. Viene utilizzato per l'essiccazione dei gas, nella produzione di altri acidi, per la produzione di fertilizzanti, coloranti vari e medicinali.

Sali dell'acido solforico

La maggior parte dei solfati sono altamente solubili in acqua (CaSO 4 è leggermente solubile, PbSO 4 è ancora meno solubile e BaSO 4 è praticamente insolubile). Alcuni solfati contenenti acqua di cristallizzazione sono chiamati vetrioli:

CuSO 4 ∙ 5H 2 O solfato di rame

FeSO 4 ∙ 7H 2 O solfato di ferro

Tutti hanno sali di acido solforico. Il loro rapporto con il calore è speciale.

I solfati dei metalli attivi (,) non si decompongono nemmeno a 1000 o C, mentre altri (Cu, Al, Fe) si decompongono con leggero riscaldamento in ossido metallico e SO 3:

CuSO4 = CuO + SO3

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*nell'immagine registrata c'è una fotografia del solfato di rame

Lo zolfo è molto diffuso nella crosta terrestre e occupa il sedicesimo posto tra gli altri elementi. Si trova sia allo stato libero che in forma legata. Le proprietà non metalliche sono caratteristiche di questo elemento chimico. Il suo nome latino è "Zolfo", indicato con il simbolo S. L'elemento fa parte di vari composti ionici contenenti ossigeno e/o idrogeno, forma molte sostanze appartenenti alle classi degli acidi, dei sali e diversi ossidi, ciascuno dei quali può essere chiamato ossido di zolfo con i simboli di addizione che indicano la valenza. Gli stati di ossidazione che presenta in vari composti sono +6, +4, +2, 0, −1, −2. Sono noti ossidi di zolfo con vari gradi di ossidazione. I più comuni sono il biossido di zolfo e il triossido di zolfo. Meno conosciuti sono il monossido di zolfo, nonché gli ossidi superiori (eccetto SO3) e inferiori di questo elemento.

Monossido di zolfo

Un composto inorganico chiamato ossido di zolfo II, SO, è un gas in apparenza incolore. A contatto con l'acqua non si dissolve, ma reagisce con essa. Questo è un composto molto raro che si trova solo in un ambiente di gas rarefatto. La molecola di SO è termodinamicamente instabile e inizialmente si trasforma in S2O2 (chiamato gas disolfuro o perossido di zolfo). A causa della rara presenza di monossido di zolfo nella nostra atmosfera e della bassa stabilità della molecola, è difficile determinare completamente i pericoli di questa sostanza. Ma in forma condensata o più concentrata, l'ossido si trasforma in perossido, che è relativamente tossico e caustico. Questo composto è anche altamente infiammabile (ricorda in questa proprietà il metano); quando bruciato produce anidride solforosa, un gas velenoso; L'ossido di zolfo 2 è stato scoperto vicino a Io (una delle atmosfere di Venere e nel mezzo interstellare. Su Io si ritiene che sia prodotto da processi vulcanici e fotochimici. Le principali reazioni fotochimiche sono le seguenti: O + S2 → S + SO e SO2→SO+O.

Diossido di zolfo

L'ossido di zolfo IV, o anidride solforosa (SO2), è un gas incolore con un odore soffocante e pungente. Ad una temperatura di meno 10 C passa allo stato liquido e ad una temperatura di meno 73 C si solidifica. A 20°C in 1 litro di acqua si sciolgono circa 40 volumi di SO2.

Questo ossido di zolfo, sciogliendosi in acqua, forma acido solforoso, poiché è la sua anidride: SO2 + H2O ↔ H2SO3.

Interagisce con le basi e 2NaOH + SO2 → Na2SO3 + H2O e SO2 + CaO → CaSO3.

L'anidride solforosa è caratterizzata dalle proprietà sia di un agente ossidante che di un agente riducente. Viene ossidato dall'ossigeno atmosferico ad anidride solforica in presenza di un catalizzatore: SO2 + O2 → 2SO3. Con forti agenti riducenti come l'idrogeno solforato, svolge il ruolo di agente ossidante: H2S + SO2 → S + H2O.

L'anidride solforosa viene utilizzata nell'industria principalmente per produrre acido solforico. L'anidride solforosa viene prodotta bruciando zolfo o piriti di ferro: 11O2 + 4FeS2 → 2Fe2O3 + 8SO2.

Anidride solforica

L'ossido di zolfo VI, o triossido di zolfo (SO3) è un prodotto intermedio e non ha alcun significato indipendente. In apparenza è un liquido incolore. Bolle ad una temperatura di 45 C e sotto i 17 C si trasforma in una massa cristallina bianca. Questo zolfo (con lo stato di ossidazione dell'atomo di zolfo + 6) è estremamente igroscopico. Con l'acqua forma acido solforico: SO3 + H2O ↔ H2SO4. Quando disciolto in acqua, rilascia una grande quantità di calore e, se una grande quantità di ossido viene aggiunta non gradualmente, ma immediatamente, può verificarsi un'esplosione. Il triossido di zolfo si dissolve bene nell'acido solforico concentrato per formare oleum. Il contenuto di SO3 nell'oleum raggiunge il 60%. Questo composto di zolfo ha tutte le proprietà

Ossidi di zolfo superiori e inferiori

Gli zolfi sono un gruppo di composti chimici con la formula SO3 + x, dove x può essere 0 o 1. L'ossido monomerico SO4 contiene un gruppo perosso (O-O) ed è caratterizzato, come l'ossido SO3, dallo stato di ossidazione dello zolfo +6 . Questo ossido di zolfo può essere prodotto a basse temperature (sotto i 78 K) dalla reazione di SO3 e/o dalla fotolisi di SO3 miscelata con ozono.

Gli ossidi di zolfo inferiori sono un gruppo di composti chimici che includono:

• SO (ossido di zolfo e il suo dimero S2O2);
• monossidi di zolfo SnO (sono composti ciclici costituiti da anelli formati da atomi di zolfo, mentre n può essere da 5 a 10);
• S7O2;
• ossidi di zolfo polimerici.

L’interesse per gli ossidi di zolfo a basso contenuto è aumentato. Ciò è dovuto alla necessità di studiarne il contenuto nelle atmosfere terrestri ed extraterrestri.