Kwas tlenku siarki 4. Dwutlenek siarki

Tlenek siarki (dwutlenek siarki, dwutlenek siarki, dwutlenek siarki) to bezbarwny gaz, który w normalnych warunkach ma ostry, charakterystyczny zapach (podobny do zapachu palonej zapałki). Upłynnia się pod ciśnieniem w temperaturze pokojowej. Dwutlenek siarki jest rozpuszczalny w wodzie i powstaje niestabilny kwas siarkowy. Substancja ta jest również rozpuszczalna w kwasie siarkowym i etanolu. Jest to jeden z głównych składników tworzących gazy wulkaniczne.

Dwutlenek siarki

Produkcja SO2 – dwutlenku siarki – na skalę przemysłową polega na spalaniu siarki lub prażeniu siarczków (stosuje się głównie piryt).

4FeS2 (piryt) + 11O2 = 2Fe2O3 + 8SO2 (dwutlenek siarki).

W warunkach laboratoryjnych dwutlenek siarki można wytworzyć poprzez działanie na wodorosiarczyny i siarczyny mocnymi kwasami. W takim przypadku powstały kwas siarkowy natychmiast rozkłada się na wodę i dwutlenek siarki. Na przykład:

Na2SO3 + H2SO4 (kwas siarkowy) = Na2SO4 + H2SO3 (kwas siarkawy).
H2SO3 (kwas siarkowy) = H2O (woda) + SO2 (dwutlenek siarki).

Trzecia metoda wytwarzania dwutlenku siarki polega na działaniu stężonego kwasu siarkowego na metale o niskiej aktywności po podgrzaniu. Na przykład: Cu (miedź) + 2H2SO4 (kwas siarkowy) = CuSO4 (siarczan miedzi) + SO2 (dwutlenek siarki) + 2H2O (woda).

Właściwości chemiczne dwutlenku siarki

Wzór dwutlenku siarki to SO3. Substancja ta należy do tlenków kwasowych.

1. Dwutlenek siarki rozpuszcza się w wodzie, tworząc kwas siarkowy. W normalnych warunkach reakcja ta jest odwracalna.

SO2 (dwutlenek siarki) + H2O (woda) = H2SO3 (kwas siarkawy).

2. W przypadku zasad dwutlenek siarki tworzy siarczyny. Na przykład: 2NaOH (wodorotlenek sodu) + SO2 (dwutlenek siarki) = Na2SO3 (siarczyn sodu) + H2O (woda).

3. Aktywność chemiczna dwutlenku siarki jest dość wysoka. Najbardziej widoczne są właściwości redukujące dwutlenku siarki. W takich reakcjach wzrasta stopień utlenienia siarki. Na przykład: 1) SO2 (dwutlenek siarki) + Br2 (brom) + 2H2O (woda) = H2SO4 (kwas siarkowy) + 2HBr (bromowodór); 2) 2SO2 (dwutlenek siarki) + O2 (tlen) = 2SO3 (siarczyn); 3) 5SO2 (dwutlenek siarki) + 2KMnO4 (nadmanganian potasu) + 2H2O (woda) = 2H2SO4 (kwas siarkowy) + 2MnSO4 (siarczan manganu) + K2SO4 (siarczan potasu).

Ostatnia reakcja jest przykładem jakościowej reakcji na SO2 i SO3. Roztwór nabiera fioletowego koloru.)

4. W obecności silnych środków redukujących dwutlenek siarki może wykazywać właściwości utleniające. Przykładowo do ekstrakcji siarki ze gazów spalinowych w przemyśle metalurgicznym stosuje się redukcję dwutlenku siarki tlenkiem węgla (CO): SO2 (dwutlenek siarki) + 2CO (tlenek węgla) = 2CO2 + S (siarka).

Ponadto właściwości utleniające tej substancji wykorzystuje się do otrzymania kwasu fosforawego: PH3 (fosfina) + SO2 (dwutlenek siarki) = H3PO2 (kwas fosforawy) + S (siarka).

Gdzie stosuje się dwutlenek siarki?

Dwutlenek siarki wykorzystywany jest głównie do produkcji kwasu siarkowego. Wykorzystywany jest także do produkcji napojów niskoalkoholowych (wino i inne napoje ze średniej półki cenowej). Ze względu na zdolność tego gazu do zabijania różnych mikroorganizmów, wykorzystuje się go do odkażania magazynów i składów warzywnych. Ponadto tlenek siarki stosuje się do wybielania wełny, jedwabiu i słomy (materiałów, których nie można wybielić chlorem). W laboratoriach dwutlenek siarki stosuje się jako rozpuszczalnik i w celu otrzymania różnych soli dwutlenku siarki.

Efekty fizjologiczne

Dwutlenek siarki ma silne właściwości toksyczne. Objawy zatrucia to kaszel, katar, chrypka, specyficzny smak w ustach i silny ból gardła. Wdychanie dwutlenku siarki w dużych stężeniach może powodować trudności w połykaniu i dławieniu, zaburzenia mowy, nudności i wymioty, a także może rozwinąć się ostry obrzęk płuc.

MPC dwutlenku siarki:
- w pomieszczeniu - 10 mg/m3;
- średnie dzienne maksymalne jednorazowe narażenie na powietrze atmosferyczne - 0,05 mg/m3.

Wrażliwość na dwutlenek siarki jest różna u poszczególnych osób, roślin i zwierząt. Przykładowo wśród drzew najbardziej odporne są dąb i brzoza, a najmniej świerk i sosna.

Dwutlenek siarki ma strukturę molekularną podobną do ozonu. Atom siarki w centrum cząsteczki jest związany z dwoma atomami tlenu. Ten gazowy produkt utleniania siarki jest bezbarwny, wydziela ostry zapach i łatwo skrapla się do przejrzystej cieczy, gdy zmieniają się warunki. Substancja jest dobrze rozpuszczalna w wodzie i posiada właściwości antyseptyczne. SO 2 produkowany jest w dużych ilościach w przemyśle chemicznym, a mianowicie w cyklu produkcyjnym kwasu siarkowego. Gaz ma szerokie zastosowanie w przetwórstwie produktów rolnych i spożywczych, wybielaniu tkanin w przemyśle tekstylnym.

Systematyczne i trywialne nazwy substancji

Konieczne jest zrozumienie różnorodności terminów związanych z tym samym związkiem. Oficjalna nazwa związku, którego skład chemiczny odzwierciedla wzór SO 2, to dwutlenek siarki. IUPAC zaleca używanie tego terminu i jego angielskiego odpowiednika – dwutlenku siarki. Podręczniki dla szkół i uniwersytetów częściej wymieniają inną nazwę - tlenek siarki (IV). Cyfra rzymska w nawiasach wskazuje wartościowość atomu S. Tlen w tym tlenku jest dwuwartościowy, a stopień utlenienia siarki wynosi +4. W literaturze technicznej używa się przestarzałych terminów, takich jak dwutlenek siarki, bezwodnik kwasu siarkowego (produkt jego odwodnienia).

Skład i cechy struktury molekularnej SO 2

Cząsteczka SO 2 składa się z jednego atomu siarki i dwóch atomów tlenu. Pomiędzy wiązaniami kowalencyjnymi istnieje kąt 120°. W atomie siarki zachodzi hybrydyzacja sp2 – chmury jednego elektronu s i dwóch elektronów p są wyrównane pod względem kształtu i energii. To one biorą udział w tworzeniu wiązania kowalencyjnego pomiędzy siarką i tlenem. W parze O – S odległość między atomami wynosi 0,143 nm. Tlen jest pierwiastkiem bardziej elektroujemnym niż siarka, co oznacza, że pary wiążące elektronów przesuwają się od środka do zewnętrznych narożników. Cała cząsteczka jest również spolaryzowana, biegunem ujemnym są atomy O, biegunem dodatnim jest atom S.

Niektóre parametry fizyczne dwutlenku siarki

Czterowartościowy tlenek siarki w normalnych warunkach środowiskowych zachowuje gazowy stan skupienia. Wzór dwutlenku siarki pozwala wyznaczyć jego względną masę cząsteczkową i molową: Mr(SO 2) = 64,066, M = 64,066 g/mol (można zaokrąglić do 64 g/mol). Gaz ten jest prawie 2,3 razy cięższy od powietrza (M(powietrze) = 29 g/mol). Dwutlenek ma ostry, specyficzny zapach palonej siarki, który trudno pomylić z innym. Jest nieprzyjemny, podrażnia błony śluzowe oczu i powoduje kaszel. Ale tlenek siarki (IV) nie jest tak trujący jak siarkowodór.

Pod ciśnieniem w temperaturze pokojowej gazowy dwutlenek siarki ulega skropleniu. W niskich temperaturach substancja występuje w stanie stałym i topi się w temperaturze -72...-75,5°C. Wraz z dalszym wzrostem temperatury pojawia się ciecz, a przy -10,1°C ponownie tworzy się gaz. Cząsteczki SO 2 są stabilne termicznie; rozkład na siarkę atomową i tlen cząsteczkowy zachodzi w bardzo wysokich temperaturach (około 2800°C).

Rozpuszczalność i interakcja z wodą

Dwutlenek siarki po rozpuszczeniu w wodzie częściowo reaguje z nią tworząc bardzo słaby kwas siarkawy. W momencie otrzymania natychmiast rozkłada się na bezwodnik i wodę: SO 2 + H 2 O ↔ H 2 SO 3. Tak naprawdę w roztworze nie występuje kwas siarkowy, ale uwodnione cząsteczki SO2. Dwutlenek gazowy lepiej reaguje z zimną wodą, a jego rozpuszczalność maleje wraz ze wzrostem temperatury. W normalnych warunkach w 1 objętości wody może rozpuścić się do 40 objętości gazu.

Dwutlenek siarki w przyrodzie

Podczas erupcji wraz z gazami wulkanicznymi i lawą uwalniane są znaczne ilości dwutlenku siarki. Wiele rodzajów działalności antropogenicznej prowadzi również do zwiększonego stężenia SO 2 w atmosferze.

Dwutlenek siarki jest uwalniany do powietrza przez zakłady metalurgiczne, w których podczas prażenia rudy nie są wychwytywane gazy odlotowe. Wiele rodzajów paliw kopalnych zawiera siarkę, w związku z czym podczas spalania węgla, ropy naftowej, gazu i uzyskanych z nich paliw do atmosfery uwalniane są znaczne ilości dwutlenku siarki. Dwutlenek siarki staje się toksyczny dla ludzi w stężeniach w powietrzu powyżej 0,03%. Osoba zaczyna odczuwać duszność i mogą wystąpić objawy przypominające zapalenie oskrzeli i zapalenie płuc. Bardzo wysokie stężenie dwutlenku siarki w atmosferze może prowadzić do ciężkiego zatrucia lub śmierci.

Dwutlenek siarki – produkcja w laboratorium i przemyśle

Metody laboratoryjne:

Kiedy siarkę spala się w kolbie tlenem lub powietrzem, otrzymuje się dwutlenek zgodnie ze wzorem: S + O 2 = SO 2.
Na sole kwasu siarkowego można działać silniejszymi kwasami nieorganicznymi, lepiej jest wziąć kwas solny, ale można użyć rozcieńczonego kwasu siarkowego:

Na2SO3 + 2HCl = 2NaCl + H2SO3;
Na 2 SO 3 + H 2 SO 4 (rozcieńczony) = Na 2 SO 4 + H 2 SO 3;
H 2 SO 3 = H 2 O + SO 2.

3. Kiedy miedź reaguje ze stężonym kwasem siarkowym, nie wydziela się wodór, ale dwutlenek siarki:

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

Nowoczesne metody przemysłowej produkcji dwutlenku siarki:

Utlenianie siarki naturalnej podczas spalania w specjalnych piecach: S + O 2 = SO 2.
Wypalanie pirytu żelaznego (pirytu).

Podstawowe właściwości chemiczne dwutlenku siarki

Dwutlenek siarki jest związkiem aktywnym chemicznie. W procesach redoks substancja ta często pełni rolę środka redukującego. Na przykład, gdy brom cząsteczkowy reaguje z dwutlenkiem siarki, produktami reakcji są kwas siarkowy i bromowodór. Właściwości utleniające SO 2 pojawiają się, gdy gaz ten przepuszcza się przez wodę siarkowodorową. W rezultacie uwalniana jest siarka, następuje samoutlenianie-samoredukcja: SO 2 + 2H 2 S = 3S + 2H 2 O.

Dwutlenek siarki ma właściwości kwasowe. Odpowiada jednemu z najsłabszych i najbardziej niestabilnych kwasów – siarkowemu. Związek ten nie występuje w czystej postaci; kwasowe właściwości roztworu dwutlenku siarki można wykryć za pomocą wskaźników (lakmus zmienia kolor na różowy). Kwas siarkawy wytwarza sole średnie - siarczyny i sole kwaśne - wodorosiarczyny. Wśród nich znajdują się związki trwałe.

Proces utleniania siarki w dwutlenku do stanu sześciowartościowego w bezwodniku siarkowym ma charakter katalityczny. Powstała substancja energicznie rozpuszcza się w wodzie i reaguje z cząsteczkami H2O. Reakcja jest egzotermiczna i powstaje kwas siarkowy, a raczej jego uwodniona postać.

Praktyczne zastosowania dwutlenku siarki

Główna metoda przemysłowej produkcji kwasu siarkowego, która wymaga dwutlenku pierwiastka, składa się z czterech etapów:

Otrzymywanie dwutlenku siarki poprzez spalanie siarki w specjalnych piecach.
Oczyszczanie powstałego dwutlenku siarki z wszelkiego rodzaju zanieczyszczeń.
Dalsze utlenianie do sześciowartościowej siarki w obecności katalizatora.
Absorpcja trójtlenku siarki przez wodę.

Wcześniej prawie cały dwutlenek siarki potrzebny do produkcji kwasu siarkowego na skalę przemysłową uzyskiwano przez prażenie pirytu jako produktu ubocznego przy produkcji stali. Nowe rodzaje przetwarzania surowców hutniczych wymagają mniejszego spalania rudy. Dlatego w ostatnich latach głównym materiałem wyjściowym do produkcji kwasu siarkowego stała się siarka naturalna. Znaczące światowe zasoby tego surowca oraz jego dostępność umożliwiają organizację przetwórstwa na dużą skalę.

Dwutlenek siarki ma szerokie zastosowanie nie tylko w przemyśle chemicznym, ale także w innych sektorach gospodarki. Tkaniny tekstylne wykorzystują tę substancję i produkty jej reakcji chemicznej do wybielania tkanin jedwabnych i wełnianych. Jest to rodzaj wybielania bez użycia chloru, który nie niszczy włókien.

Dwutlenek siarki ma doskonałe właściwości dezynfekcyjne, co wykorzystuje się w walce z grzybami i bakteriami. Dwutlenek siarki służy do odkażania magazynów rolniczych, beczek z winem i piwnic. SO 2 stosowany jest w przemyśle spożywczym jako substancja konserwująca i antybakteryjna. Dodają go do syropów i moczą w nim świeże owoce. Sulfityzacja
Sok z buraków cukrowych odbarwia i dezynfekuje surowce. Przeciery i soki warzywne w puszkach zawierają również dwutlenek siarki jako przeciwutleniacz i środek konserwujący.

4.doc

Siarka. Siarkowodór, siarczki, wodorosiarczki. Tlenki siarki (IV) i (VI). Kwasy siarkowe i siarkowe oraz ich sole. Estry kwasu siarkowego. Tiosiarczan sodu

4.1. Siarka

Siarka jest jednym z niewielu pierwiastków chemicznych, których ludzie używali od kilku tysiącleci. Jest szeroko rozpowszechniona w przyrodzie i występuje zarówno w stanie wolnym (siarka rodzima), jak i w związkach. Minerały zawierające siarkę można podzielić na dwie grupy - siarczki (piryty, połyski, blendy) i siarczany. Siarka rodzima występuje w dużych ilościach we Włoszech (na Sycylii) i USA. W WNP występują złoża rodzimej siarki w regionie Wołgi, w państwach Azji Środkowej, na Krymie i na innych obszarach.

Minerały z pierwszej grupy obejmują połysk ołowiu PbS, połysk miedzi Cu 2 S, połysk srebra - Ag 2 S, blendę cynku - ZnS, blendę kadmu - CdS, piryt lub piryt żelaza - FeS 2, chalkopiryt - CuFeS 2, cynober - HgS.

Minerały drugiej grupy obejmują gips CaSO 4 2H 2 O, mirabilit (sól Glaubera) - Na 2 SO 4 10H 2 O, kizeryt - MgSO 4 H 2 O.

Siarka występuje w ciałach zwierząt i roślin, ponieważ jest częścią cząsteczek białek. W oleju znajdują się organiczne związki siarki.

Paragon

1. Przy otrzymywaniu siarki ze związków naturalnych, np. z pirytu siarki, podgrzewa się ją do wysokich temperatur. Piryt siarkowy rozkłada się, tworząc siarczek żelaza (II) i siarkę:

2. Siarkę można otrzymać przez utlenienie siarkowodoru przy braku tlenu zgodnie z reakcją:

2H2S+O2 =2S+2H2O

3. Obecnie powszechne jest otrzymywanie siarki poprzez redukcję dwutlenku siarki SO2 węglem – produktu ubocznego przy wytapianiu metali z rud siarki:

SO2+C = CO2+S

4. Spaliny z pieców hutniczych i koksowniczych zawierają mieszaninę dwutlenku siarki i siarkowodoru. Mieszaninę tę przepuszcza się w wysokiej temperaturze przez katalizator:

H2S+SO2=2H2O+3S

^ Właściwości fizyczne

Siarka jest twardą, kruchą substancją o cytrynowożółtym kolorze. Jest praktycznie nierozpuszczalny w wodzie, ale jest dobrze rozpuszczalny w dwusiarczku węgla CS2, anilinie i niektórych innych rozpuszczalnikach.

Słabo przewodzi ciepło i prąd. Siarka tworzy kilka modyfikacji alotropowych:

1 . ^ Siarka rombowa (najbardziej stabilne), kryształy mają postać ośmiościanów.

Po podgrzaniu siarki zmienia się jej kolor i lepkość: najpierw tworzy się jasnożółty, a następnie wraz ze wzrostem temperatury ciemnieje i staje się tak lepki, że przy dalszym ogrzewaniu nie wypływa z probówki, lepkość spada; ponownie i w temperaturze 444,6 ° C siarka wrze.

2. ^ Siarka jednoskośna - modyfikacja w postaci ciemnożółtych kryształów w kształcie igieł, otrzymywana przez powolne chłodzenie stopionej siarki.

3. Plastikowa siarka powstaje, gdy podgrzaną do wrzenia siarkę wlewa się do zimnej wody. Łatwo rozciąga się jak guma (patrz rys. 19).

Siarka naturalna składa się z mieszaniny czterech stabilnych izotopów: 32 16 S, 33 16 S, 34 16 S, 36 16 S.

^ Właściwości chemiczne

Atom siarki, mający niepełny poziom energii zewnętrznej, może dodać dwa elektrony i wykazywać stopień

Utlenianie -2. Siarka wykazuje ten stopień utlenienia w związkach z metalami i wodorem (Na 2 S, H 2 S). Kiedy elektrony są oddawane lub wycofywane do atomu pierwiastka bardziej elektroujemnego, stopień utlenienia siarki może wynosić +2, +4, +6.

Na zimno siarka jest stosunkowo obojętna, ale wraz ze wzrostem temperatury jej reaktywność wzrasta. 1. W przypadku metali siarka wykazuje właściwości utleniające. W wyniku tych reakcji powstają siarczki (nie reaguje ze złotem, platyną i irydem): Fe+S=FeS

2. W normalnych warunkach siarka nie oddziałuje z wodorem, jednak w temperaturze 150-200°C zachodzi reakcja odwracalna:

3. W reakcjach z metalami i wodorem siarka zachowuje się jak typowy utleniacz, a w obecności silnych utleniaczy wykazuje właściwości redukujące.

S+3F 2 =SF 6 (nie reaguje z jodem)

4. Spalanie siarki w tlenie następuje w temperaturze 280°C, a w powietrzu w temperaturze 360°C. W ten sposób powstaje mieszanina SO 2 i SO 3:

S+O 2 =SO 2 2S+3O 2 =2SO 3

5. Siarka po podgrzaniu bez dostępu powietrza bezpośrednio łączy się z fosforem i węglem, wykazując właściwości utleniające:

2P+3S=P 2 S 3 2S + C = CS 2

6. Podczas interakcji z substancjami złożonymi siarka zachowuje się głównie jako środek redukujący:

7. Siarka jest zdolna do reakcji dysproporcjonowania. Tak więc, gdy proszek siarki gotuje się z zasadami, powstają siarczyny i siarczki:

Aplikacja

Siarka ma szerokie zastosowanie w przemyśle i rolnictwie. Około połowa jego produkcji wykorzystywana jest do produkcji kwasu siarkowego. Siarka służy do wulkanizacji gumy: w tym przypadku guma zamienia się w gumę.

Siarka w postaci barwnika siarkowego (drobnego proszku) stosowana jest do zwalczania chorób winnic i bawełny. Wykorzystuje się go do produkcji prochu, zapałek i związków świecących. W medycynie maści siarkowe są przygotowywane do leczenia chorób skóry.

4.2. Siarkowodór, siarczki, wodorosiarczki

Siarkowodór jest analogiem wody. Jego elektroniczna formuła

Pokazuje, że w tworzeniu wiązań H-S-H biorą udział dwa p-elektrony zewnętrznego poziomu atomu siarki. Cząsteczka H2S ma kształt kątowy, a więc jest polarna.

^ Będąc w naturze

Siarkowodór występuje naturalnie w gazach wulkanicznych oraz w wodach niektórych źródeł mineralnych, np. Piatigorsk, Matsesta. Powstaje podczas rozkładu zawierających siarkę substancji organicznych różnych szczątków zwierzęcych i roślinnych. To wyjaśnia charakterystyczny nieprzyjemny zapach ścieków, szamb i wysypisk śmieci.

Paragon

1. Siarkowodór można otrzymać przez bezpośrednie połączenie siarki z wodorem po podgrzaniu:

2. Zwykle jednak otrzymuje się go przez działanie rozcieńczonego kwasu solnego lub siarkowego na siarczek żelaza (III):

2HCl+FeS=FeCl 2 +H 2 S 2H + +FeS=Fe 2+ +H 2 S Reakcję tę często przeprowadza się w aparacie Kippa.

^ Właściwości fizyczne

W normalnych warunkach siarkowodór jest bezbarwnym gazem o silnym, charakterystycznym zapachu zgniłych jaj. Bardzo trujący, wdychany wiąże się z hemoglobiną, powodując często paraliż

Co prowadzi do śmierci. W małych stężeniach jest mniej niebezpieczny. Należy z nim pracować pod wyciągami lub z hermetycznie zamkniętymi urządzeniami. Dopuszczalna zawartość H 2 S w obiektach przemysłowych wynosi 0,01 mg na 1 litr powietrza.

Siarkowodór jest stosunkowo rozpuszczalny w wodzie (w temperaturze 20°C 2,5 objętości siarkowodoru rozpuszcza się w 1 objętości wody).

Roztwór siarkowodoru w wodzie nazywany jest wodą siarkowodorową lub kwasem siarkowodorowym (wykazuje właściwości słabego kwasu).

^ Właściwości chemiczne

1. Po silnym podgrzaniu siarkowodór prawie całkowicie rozkłada się, tworząc siarkę i wodór.

2. Siarkowodór spala się w powietrzu niebieskim płomieniem, tworząc tlenek siarki (IV) i wodę:

2H2S+3O2=2SO2+2H2O

Przy braku tlenu powstaje siarka i woda: 2H 2 S + O 2 = 2S + 2H 2 O

3. Siarkowodór jest dość silnym środkiem redukującym. Tę ważną właściwość chemiczną można wyjaśnić w następujący sposób. W roztworze H2S stosunkowo łatwo oddaje elektrony cząsteczkom tlenu w powietrzu:

W tym przypadku tlen w powietrzu utlenia siarkowodór do siarki, co powoduje zmętnienie wody siarkowodorowej:

2H 2 S+O 2 =2S+2H 2O

Wyjaśnia to również fakt, że siarkowodór nie kumuluje się w przyrodzie w bardzo dużych ilościach podczas rozkładu substancji organicznych - tlen zawarty w powietrzu utlenia go do wolnej siarki.

4, Siarkowodór reaguje energicznie z roztworami halogenów, na przykład:

H 2 S+I 2 =2HI+S Uwalnia się siarka i roztwór jodu ulega odbarwieniu.

5. Różne utleniacze reagują energicznie z siarkowodorem: działanie kwasu azotowego powoduje powstanie wolnej siarki.

6. Roztwór siarkowodoru ma odczyn kwaśny w wyniku dysocjacji:

H 2 SН + +HS - HS - H + +S -2

Zwykle dominuje pierwszy etap. Jest to bardzo słaby kwas: słabszy od kwasu węglowego, który zwykle wypiera H2S z siarczków.

Siarczki i wodorosiarczki

Siarkowodór jako kwas dwuzasadowy tworzy dwie serie soli:

Medium - siarczki (Na 2 S);

Kwaśny - wodorosiarczki (NaHS).

Sole te można otrzymać: - w reakcji wodorotlenków z siarkowodorem: 2NaOH+H2S=Na2S+2H2O

Bezpośrednie oddziaływanie siarki z metalami:

Reakcja wymiany soli na H2S lub pomiędzy solami:

Pb(NO 3) 2 +Na 2 S=PbS+2NaNO 3

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

Prawie wszystkie wodorosiarczki są dobrze rozpuszczalne w wodzie.

Siarczki metali alkalicznych i ziem alkalicznych są również łatwo rozpuszczalne w wodzie i bezbarwne.

Siarczki metali ciężkich są praktycznie nierozpuszczalne lub słabo rozpuszczalne w wodzie (FeS, MnS, ZnS); część z nich nie rozpuszcza się w rozcieńczonych kwasach (CuS, PbS, HgS).

Jako sole słabego kwasu siarczki w roztworach wodnych ulegają silnej hydrolizie. Na przykład siarczki metali alkalicznych mają odczyn zasadowy po rozpuszczeniu w wodzie:

Na 2S+NНNaHS+NaOH

Wszystkie siarczki, podobnie jak sam siarkowodór, są energetycznymi środkami redukującymi:

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

Niektóre siarczki mają charakterystyczną barwę: CuS i PbS – czarny, CdS – żółty, ZnS – biały, MnS – różowy, SnS – brązowy, Al 2 S 3 – pomarańczowy. Analiza jakościowa kationów opiera się na różnej rozpuszczalności siarczków i różnej barwie wielu z nich.

^ 4.3. Tlenek siarki(IV) i kwas siarkawy

Tlenek siarki (IV), czyli dwutlenek siarki, w normalnych warunkach jest bezbarwnym gazem o ostrym, duszącym zapachu. Po ochłodzeniu do -10°C skrapla się do bezbarwnej cieczy.

Paragon

1. W warunkach laboratoryjnych tlenek siarki (IV) otrzymuje się z soli kwasu siarkawego poprzez działanie na nie mocnymi kwasami:

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. Ponadto dwutlenek siarki powstaje w wyniku oddziaływania stężonego kwasu siarkowego po podgrzaniu z metalami o niskiej aktywności:

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

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

3. Tlenek siarki (IV) powstaje również podczas spalania siarki w powietrzu lub tlenie:

4. W warunkach przemysłowych SO 2 otrzymuje się przez prażenie pirytu FeS 2 lub rud siarki metali nieżelaznych (mieszanka cynku ZnS, połysk ołowiu PbS itp.):

4FeS 2 +11O 2 =2Fe 2 O 3 +8SO 2

Wzór strukturalny cząsteczki SO 2:

W tworzeniu wiązań w cząsteczce SO 2 biorą udział cztery elektrony siarki i cztery elektrony z dwóch atomów tlenu. Wzajemne odpychanie łączących się par elektronów i samotnej pary elektronów siarki nadaje cząsteczce kształt kątowy.

Właściwości chemiczne

1. Tlenek siarki (IV) wykazuje wszystkie właściwości tlenków kwasowych:

Interakcja z wodą

Interakcja z alkaliami,

Oddziaływanie z tlenkami zasadowymi.

2. Tlenek siarki (IV) charakteryzuje się właściwościami redukującymi:

S +4 O 2 +O 0 2 2S +6 O -2 3 (w obecności katalizatora, po podgrzaniu)

Ale w obecności silnych środków redukujących SO 2 zachowuje się jak środek utleniający:

Dualizm redoks tlenku siarki (IV) tłumaczy się faktem, że siarka ma w sobie stopień utlenienia +4, dlatego oddając 2 elektrony może zostać utleniona do S +6, a przyjęcie 4 elektronów zredukowana do S°. Przejaw tych lub innych właściwości zależy od charakteru reagującego składnika.

Tlenek siarki (IV) jest dobrze rozpuszczalny w wodzie (40 objętości SO 2 rozpuszcza się w 1 objętości w temperaturze 20°C). W tym przypadku powstaje kwas siarkawy, który występuje tylko w roztworze wodnym:

SO 2 + H 2 O H 2 SO 3

Reakcja jest odwracalna. W roztworze wodnym tlenek siarki (IV) i kwas siarkawy znajdują się w równowadze chemicznej, którą można wypierać. Podczas wiązania H 2 SO 3 (neutralizacja kwasu

Ty) reakcja przebiega w kierunku utworzenia kwasu siarkawego; po usunięciu SO2 (przez przedmuchanie roztworu azotu lub ogrzewanie) reakcja przebiega w kierunku substancji wyjściowych. Roztwór kwasu siarkawego zawsze zawiera tlenek siarki (IV), który nadaje mu ostry zapach.

Kwas siarkowy ma wszystkie właściwości kwasów. W roztworze dysocjuje stopniowo:

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

Termicznie niestabilny, lotny. Kwas siarkawy jako kwas dwuzasadowy tworzy dwa rodzaje soli:

Medium - siarczyny (Na 2 SO 3);

Kwaśny - wodorosiarczyny (NaHSO 3).

Siarczyny powstają, gdy kwas zostanie całkowicie zneutralizowany zasadą:

H2SO3 +2NaOH=Na2SO3 +2H2O

Wodorosiarczyny otrzymuje się, gdy brakuje zasad:

H2SO3 +NaOH=NaHSO3 +H2O

Kwas siarkawy i jego sole mają zarówno właściwości utleniające, jak i redukujące, co zależy od charakteru partnera reakcji.

1. Zatem pod wpływem tlenu siarczyny utleniają się do siarczanów:

2Na 2 S +4 O 3 +O 0 2 =2Na 2 S +6 O -2 4

Utlenianie kwasu siarkawego bromem i nadmanganianem potasu zachodzi jeszcze łatwiej:

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. W obecności bardziej energetycznych środków redukujących siarczyny wykazują właściwości utleniające:

Prawie wszystkie wodorosiarczyny i siarczyny metali alkalicznych rozpuszczają się w solach kwasu siarkowego.

3. Ponieważ H 2 SO 3 jest słabym kwasem, gdy kwasy działają na siarczyny i wodorosiarczyny, uwalniany jest SO 2. Ta metoda jest zwykle stosowana do otrzymywania SO 2 w warunkach laboratoryjnych:

NaHSO 3 +H 2 SO 4 =Na 2 SO 4 +SO 2 +H 2 O

4. Rozpuszczalne w wodzie siarczyny łatwo ulegają hydrolizie, w wyniku czego wzrasta stężenie jonów OH - w roztworze:

Na2SO3 +HONNaHSO3 +NaOH

Aplikacja

Tlenek siarki (IV) i kwas siarkawy odbarwiają wiele barwników, tworząc z nimi bezbarwne związki. Te ostatnie mogą ponownie się rozłożyć pod wpływem ogrzewania lub wystawienia na działanie światła, w wyniku czego kolor zostaje przywrócony. W rezultacie działanie wybielające SO 2 i H 2 SO 3 różni się od wybielającego działania chloru. Zwykle do wybielania wełny, jedwabiu i słomy stosuje się tlenek siarki (IV).

Tlenek siarki (IV) zabija wiele mikroorganizmów. Dlatego, aby zniszczyć grzyby pleśniowe, odkażają wilgotne piwnice, piwnice, beczki z winem itp. Służy również do transportu i przechowywania owoców i jagód. Tlenek siarki IV) używany jest w dużych ilościach do produkcji kwasu siarkowego.

Ważne zastosowanie znajduje roztwór podsiarczynu wapnia CaHSO 3 (ług siarczynowy), który stosowany jest do obróbki masy drzewnej i papierniczej.

^ 4.4. Tlenek siarki(VI). Kwas siarkowy

Tlenek siarki (VI) (patrz tabela 20) jest bezbarwną cieczą, która krzepnie w temperaturze 16,8 ° C w stałą krystaliczną masę. Bardzo silnie chłonie wilgoć tworząc kwas siarkowy: SO 3 + H 2 O= H 2 SO 4

Tabela 20. Właściwości tlenków siarki

Rozpuszczaniu tlenku siarki (VI) w wodzie towarzyszy wydzielenie znacznej ilości ciepła.

Tlenek siarki (VI) jest dobrze rozpuszczalny w stężonym kwasie siarkowym. Roztwór SO3 w bezwodnym kwasie nazywa się oleum. Oleum może zawierać do 70% SO 3 .

Paragon

1. Tlenek siarki (VI) otrzymuje się przez utlenianie dwutlenku siarki tlenem z powietrza w obecności katalizatorów w temperaturze 450°C (patrz. Przygotowanie kwasu siarkowego):

2SO 2 + O 2 = 2 SO 3

2. Innym sposobem utlenienia SO 2 do SO 3 jest użycie tlenku azotu (IV) jako środka utleniającego:

Powstały tlenek azotu (II) podczas interakcji z tlenem atmosferycznym łatwo i szybko zamienia się w tlenek azotu (IV): 2NO+O 2 = 2NO 2

Który można ponownie zastosować do utleniania SO2. W rezultacie NO 2 pełni rolę nośnika tlenu. Ta metoda utleniania SO 2 do SO 3 nazywa się azotem. Cząsteczka SO 3 ma kształt trójkąta, którego środek znajduje się w środku

Atom siarki znajduje się:

Struktura ta wynika z wzajemnego odpychania się łączących się par elektronów. Atom siarki zapewnił sześć zewnętrznych elektronów do ich powstania.

Właściwości chemiczne

1. SO 3 jest typowym tlenkiem kwasowym.

2. Tlenek siarki (VI) ma właściwości silnego utleniacza.

Aplikacja

Tlenek siarki (VI) służy do produkcji kwasu siarkowego. Najważniejszy jest kontaktowy sposób odbioru

Kwas siarkowy. Metodą tą można uzyskać H 2 SO 4 o dowolnym stężeniu, a także oleum. Proces składa się z trzech etapów: otrzymania SO 2; utlenianie SO2 do SO3; otrzymanie H 2 SO 4 .

SO 2 otrzymywany jest poprzez prażenie pirytu FeS 2 w specjalnych piecach: 4FeS 2 +11O 2 =2Fe 2 O 3 +8SO 2

Aby przyspieszyć wypalanie, piryt poddaje się wstępnemu rozdrobnieniu, a aby całkowicie wypalić siarkę, wprowadza się znacznie więcej powietrza (tlenu), niż jest to wymagane w reakcji. Gaz opuszczający piec składa się z tlenku siarki (IV), tlenu, azotu, związków arsenu (z zanieczyszczeń w pirytach) i pary wodnej. Nazywa się to gazem prażonym.

Gaz prażony poddawany jest dokładnemu oczyszczeniu, gdyż nawet niewielka zawartość związków arsenu, a także kurz i wilgoć zatruwają katalizator. Oczyszczanie gazu ze związków arsenu i pyłu odbywa się poprzez przepuszczanie go przez specjalne elektrofiltry i wieżę myjącą; wilgoć jest absorbowana przez stężony kwas siarkowy w wieży suszącej. Oczyszczony gaz zawierający tlen podgrzewa się w wymienniku ciepła do temperatury 450°C i wchodzi do aparatu kontaktowego. Wewnątrz aparatu kontaktowego znajdują się półki siatkowe wypełnione katalizatorem.

Wcześniej jako katalizator stosowano drobno pokruszoną metaliczną platynę. Następnie zastąpiono go związkami wanadu - tlenkiem wanadu (V) V 2 O 5 lub siarczanem wanadylu VOSO 4, które są tańsze od platyny i trują wolniej.

Reakcja utleniania SO 2 do SO 3 jest odwracalna:

2SO 2 + O 2  2SO 3

Wzrost zawartości tlenu w gazie prażonym zwiększa uzysk tlenku siarki (VI): w temperaturze 450°C osiąga on zwykle 95% i więcej.

Powstały tlenek siarki (VI) jest następnie wprowadzany przeciwprądem do wieży absorpcyjnej, gdzie jest absorbowany przez stężony kwas siarkowy. W miarę nasycenia najpierw tworzy się bezwodny kwas siarkowy, a następnie oleum. Następnie oleum rozcieńcza się do 98% kwasu siarkowego i dostarcza konsumentom.

Wzór strukturalny kwasu siarkowego:

^ Właściwości fizyczne

Kwas siarkowy jest ciężką, bezbarwną, oleistą cieczą, która krystalizuje w temperaturze +10,4°C, czyli prawie dwukrotnie więcej ( =1,83 g/cm 3) cięższy od wody, bezwonny, nielotny. Niezwykle higroskopijny. Pochłania wilgoć z wydzieleniem dużej ilości ciepła, dlatego do stężonego kwasu siarkowego nie można dodawać wody – kwas będzie się rozpryskiwał. Na czasy

Dodawaj kwas siarkowy do wody małymi porcjami.

Bezwodny kwas siarkowy rozpuszcza do 70% tlenku siarki (VI). Po podgrzaniu oddziela SO3 aż do utworzenia roztworu o udziale masowym H2SO4 wynoszącym 98,3%. Bezwodny H 2 SO 4 prawie nie przewodzi prądu elektrycznego.

^ Właściwości chemiczne

1. Miesza się z wodą w dowolnych proporcjach i tworzy hydraty o różnym składzie:

H 2 SO 4 H 2 O, H 2 SO 4 2H 2 O, H 2 SO 4 3H 2 O, H 2 SO 4 4H 2 O, H 2 SO 4 6,5 H 2 O

2. Stężony kwas siarkowy zwęgla substancje organiczne – cukier, papier, drewno, włókno, usuwając z nich elementy wody:

do 12 H. 22 O 11 + H. 2 SO 4 = 12 do + H. 2 SO 4 11 H. 2 O

Powstały węgiel częściowo reaguje z kwasem:

Suszenie gazu polega na absorpcji wody przez kwas siarkowy.

Jak mocny nielotny kwas H 2 SO 4 wypiera inne kwasy z suchych soli:

NaNO 3 + H 2 SO 4 = NaHSO 4 + HNO 3

Jeśli jednak do roztworów soli doda się H 2 SO 4, wówczas wypieranie kwasów nie nastąpi.

H 2 SO 4 to mocny kwas dwuzasadowy: H 2 SO 4 H + +HSO - 4 HSO - 4 H + +SO 2- 4

Posiada wszystkie właściwości nielotnych mocnych kwasów.

Rozcieńczony kwas siarkowy charakteryzuje się wszystkimi właściwościami kwasów nieutleniających. Mianowicie: oddziałuje z metalami należącymi do elektrochemicznego szeregu napięć metali aż do wodoru:

Oddziaływanie z metalami następuje w wyniku redukcji jonów wodorowych.

6. Stężony kwas siarkowy jest silnym utleniaczem. Po podgrzaniu utlenia większość metali, w tym te z szeregu napięcia elektrochemicznego po wodorze. Nie reaguje tylko z platyną i złotem. W zależności od aktywności metalu produktami redukcji mogą być S -2, S° i S +4.

Na zimno stężony kwas siarkowy nie wchodzi w interakcję z mocnymi metalami, takimi jak aluminium, żelazo i chrom. Wyjaśnia to pasywacja metali. Ta funkcja jest szeroko stosowana podczas transportu w żelaznych pojemnikach.

Jednakże po podgrzaniu:

Zatem stężony kwas siarkowy oddziałuje z metalami w wyniku redukcji atomów tworzących kwas.

Jakościowa reakcja na jon siarczanowy SO 2-4 polega na powstaniu białego krystalicznego osadu BaSO 4, nierozpuszczalnego w wodzie i kwasach:

SO 2- 4 +Ba +2 BaSO 4 

Aplikacja

Kwas siarkowy jest niezbędnym produktem podstawowego przemysłu chemicznego zajmującego się produkcją nie-

Kwasy organiczne, zasady, sole, nawozy mineralne i chlor.

Pod względem różnorodności zastosowań kwas siarkowy zajmuje pierwsze miejsce wśród kwasów. Największa jego ilość zużywana jest do produkcji nawozów fosforowych i azotowych. Będąc nielotnym kwasem siarkowym, wykorzystuje się go do produkcji innych kwasów - solnego, fluorowodorowego, fosforowego i octowego.

Duża jego część służy do oczyszczania produktów naftowych - benzyny, nafty, olejów smarowych - ze szkodliwych zanieczyszczeń. W budowie maszyn kwas siarkowy służy do oczyszczania powierzchni metalu z tlenków przed powlekaniem (niklowanie, chromowanie itp.). Kwas siarkowy wykorzystywany jest do produkcji materiałów wybuchowych, włókien sztucznych, barwników, tworzyw sztucznych i wielu innych. Służy do napełniania akumulatorów.

Ważne są sole kwasu siarkowego.

^ Siarczan sodu Na 2 SO 4 krystalizuje z roztworów wodnych w postaci hydratu Na 2 SO 4 · 10H 2 O, zwanego solą Glaubera. Stosowany w medycynie jako środek przeczyszczający. Bezwodny siarczan sodu stosowany jest do produkcji sody i szkła.

^ Siarczan amonu(NH 4) 2 SO 4 - nawóz azotowy.

Siarczan potasu K 2 SO 4 - nawóz potasowy.

Siarczan wapnia CaSO 4 występuje w przyrodzie w postaci minerału gipsowego CaSO 4 2H 2 O. Po podgrzaniu do temperatury 150°C traci część wody i zamienia się w hydrat o składzie 2CaSO 4 H 2 O, zwany gipsem palonym, czyli alabaster. Alabaster po zmieszaniu z wodą na masę przypominającą ciasto, po pewnym czasie ponownie twardnieje, przekształcając się w CaSO 4 · 2H 2 O. Gips ma szerokie zastosowanie w budownictwie (tynki).

^ Siarczan magnezu MgSO 4 zawarty w wodzie morskiej nadaje jej gorzki smak. Krystaliczny hydrat, zwany solą gorzką, stosowany jest jako środek przeczyszczający.

Witriol- nazwa techniczna krystalicznych hydratów siarczanów metali Fe, Cu, Zn, Ni, Co (sole odwodnione nie są witriolem). Siarczan miedzi CuSO 4 5H 2 O jest niebieską substancją toksyczną. Jego rozcieńczonym roztworem opryskuje się rośliny, a nasiona zaprawia się przed siewem. Siarczan żelaza FeSO 4 7H 2 O jest substancją jasnozieloną. Stosowany do zwalczania szkodników roślin, przygotowania tuszy, farb mineralnych itp. Siarczan cynku ZnSO 4 7H 2 O wykorzystuje się do produkcji farb mineralnych, druku perkalu i medycyny.

^ 4,5. Estry kwasu siarkowego. Tiosiarczan sodu

Estry kwasu siarkowego obejmują siarczany dialkilu (RO 2) SO 2. Są to ciecze wysokowrzące; niższe są rozpuszczalne w wodzie; w obecności zasad tworzą sole alkoholu i kwasu siarkowego. Niższe siarczany dialkilu są środkami alkilującymi.

Siarczan dietylu(C 2 H 5) 2 SO 4. Temperatura topnienia -26°C, temperatura wrzenia 210°C, rozpuszczalny w alkoholach, nierozpuszczalny w wodzie. Otrzymywany w reakcji kwasu siarkowego z etanolem. Jest środkiem etylującym w syntezie organicznej. Penetruje przez skórę.

Siarczan dimetylu(CH 3) 2 SO 4. Temperatura topnienia -26,8°C, temperatura wrzenia 188,5°C. Rozpuszczalny w alkoholach, słabo rozpuszczalny w wodzie. Reaguje z amoniakiem bez rozpuszczalnika (wybuchowo); sulfonuje niektóre związki aromatyczne, takie jak estry fenoli. Otrzymywany jest w reakcji 60% oleum z metanolem w temperaturze 150°C. Jest środkiem metylującym w syntezie organicznej. Substancja rakotwórcza, działa szkodliwie na oczy, skórę, narządy oddechowe.

^ Tiosiarczan sodu Na2S2O3

Sól kwasu tiosiarkowego, w której dwa atomy siarki mają różne stopnie utlenienia: +6 i -2. Substancja krystaliczna, dobrze rozpuszczalna w wodzie. Produkowany jest w postaci krystalicznego hydratu Na 2 S 2 O 3 5H 2 O, powszechnie zwanego podsiarczynem. Otrzymuje się go w reakcji siarczynu sodu z siarką podczas wrzenia:

Na2SO3 +S=Na2S2O3

Podobnie jak kwas tiosiarkowy jest silnym środkiem redukującym. Łatwo ulega utlenieniu pod wpływem chloru do kwasu siarkowego:

Na 2 S 2 O 3 +4Cl 2 +5H 2 O=2H 2 SO 4 +2NaCl+6HCl

Na tej reakcji opierało się zastosowanie tiosiarczanu sodu do pochłaniania chloru (w pierwszych maskach gazowych).

Utlenianie tiosiarczanu sodu słabymi utleniaczami przebiega nieco inaczej. W tym przypadku powstają sole kwasu tetrationowego, na przykład:

2Na 2 S 2 O 3 +I 2 = Na 2 S 4 O 6 +2NaI

Tiosiarczan sodu jest produktem ubocznym przy produkcji NaHSO 3, barwników siarkowych, podczas oczyszczania gazów przemysłowych z siarki. Służy do usuwania śladów chloru po wybielaniu tkanin, do ekstrakcji srebra z rud; Jest utrwalaczem w fotografii, odczynnikiem w jodometrii, antidotum na zatrucia związkami arsenu i rtęci oraz środkiem przeciwzapalnym.

W procesach redoks dwutlenek siarki może być zarówno utleniaczem, jak i reduktorem, ponieważ atom w tym związku ma pośredni stopień utlenienia +4.

Jak SO 2 reaguje z silniejszymi środkami redukującymi, takimi jak:

SO 2 + 2H 2 S = 3S↓ + 2H 2 O

Jak reduktor SO 2 reaguje z silniejszymi utleniaczami, np. w obecności katalizatora, z itp.:

2SO2 + O2 = 2SO3

SO2 + Cl2 + 2H2O = H2SO3 + 2HCl

Paragon

1) Dwutlenek siarki powstaje podczas spalania siarki:

2) W przemyśle otrzymywany jest poprzez prażenie pirytu:

3) W laboratorium dwutlenek siarki można otrzymać:

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

Aplikacja

Dwutlenek siarki jest szeroko stosowany w przemyśle tekstylnym do wybielania różnych produktów. Ponadto wykorzystuje się go w rolnictwie do niszczenia szkodliwych mikroorganizmów w szklarniach i piwnicach. Duże ilości SO 2 wykorzystywane są do produkcji kwasu siarkowego.

Tlenek siarki (VI) – WIĘC 3 (bezwodnik siarkowy)

Bezwodnik siarkowy SO 3 jest bezbarwną cieczą, która w temperaturach poniżej 17 o C zamienia się w białą krystaliczną masę. Bardzo dobrze wchłania wilgoć (higroskopijny).

Właściwości chemiczne

Właściwości kwasowo-zasadowe

Jak reaguje typowy tlenek kwasowy, bezwodnik siarkowy:

SO3 + CaO = CaSO4

c) z wodą:

SO 3 + H 2 O = H 2 SO 4

Szczególną właściwością SO 3 jest jego zdolność do dobrego rozpuszczania się w kwasie siarkowym. Roztwór SO3 w kwasie siarkowym nazywa się oleum.

Tworzenie oleum: H 2 SO 4 + N SO 3 = H 2 SO 4 ∙ N TAK 3

Właściwości redoksowe

Tlenek siarki (VI) charakteryzuje się silnymi właściwościami utleniającymi (najczęściej redukowanymi do SO 2):

3SO 3 + H 2 S = 4SO 2 + H 2 O

Odbiór i użycie

Bezwodnik siarkowy powstaje w wyniku utlenienia dwutlenku siarki:

2SO2 + O2 = 2SO3

W czystej postaci bezwodnik siarkowy nie ma praktycznego znaczenia. Otrzymywany jest jako produkt pośredni przy produkcji kwasu siarkowego.

H2SO4

Wzmianka o kwasie siarkowym została po raz pierwszy znaleziona wśród alchemików arabskich i europejskich. Otrzymywano go poprzez kalcynację siarczanu żelaza (FeSO 4 ∙ 7H 2 O) w powietrzu: 2FeSO 4 = Fe 2 O 3 + SO 3 + SO 2 lub mieszaninie z: 6KNO 3 + 5S = 3K 2 SO 4 + 2SO 3 + 3N 2, a uwolnione pary bezwodnika siarkowego skroplono. Pochłaniając wilgoć, zamieniły się w oleum. W zależności od sposobu przygotowania H 2 SO 4 nazywano olejem witriolowym lub olejem siarkowym. W 1595 roku alchemik Andreas Liebavius ustalił tożsamość obu substancji.

Przez długi czas olej witriolowy nie był powszechnie stosowany. Zainteresowanie nim znacznie wzrosło po XVIII wieku. Odkryto proces otrzymywania z indygo indygokarminy, stabilnego niebieskiego barwnika. Pierwsza fabryka do produkcji kwasu siarkowego powstała pod Londynem w 1736 roku. Proces odbywał się w komorach ołowianych, na dno których wlewano wodę. W górnej części komory spalano stopioną mieszaninę saletry i siarki, następnie wprowadzano do niej powietrze. Procedurę powtarzano, aż na dnie pojemnika utworzył się kwas o wymaganym stężeniu.

W XIX wieku udoskonalono metodę: zamiast saletry zaczęto stosować kwas azotowy (daje się rozkładając w komorze). Aby zawrócić azotawy do układu, zbudowano specjalne wieże, od których cały proces otrzymał nazwę – proces wieżowy. Fabryki działające metodą wieżową istnieją do dziś.

Kwas siarkowy jest ciężką oleistą cieczą, bezbarwną i bezwonną, higroskopijną; dobrze rozpuszcza się w wodzie. Rozpuszczenie stężonego kwasu siarkowego w wodzie powoduje wydzielenie się dużej ilości ciepła, dlatego należy go ostrożnie wlać do wody (a nie odwrotnie!) i wymieszać roztwór.

Roztwór kwasu siarkowego w wodzie o zawartości H 2 SO 4 mniejszej niż 70% nazywany jest zwykle rozcieńczonym kwasem siarkowym, a roztwór większy niż 70% to stężony kwas siarkowy.

Właściwości chemiczne

Właściwości kwasowo-zasadowe

Rozcieńczony kwas siarkowy wykazuje wszystkie charakterystyczne właściwości mocnych kwasów. Ona reaguje:

H 2 SO 4 + NaOH = Na 2 SO 4 + 2H 2 O

H 2 SO 4 + BaCl 2 = BaSO 4 ↓ + 2HCl

Proces oddziaływania jonów Ba 2+ z jonami siarczanowymi SO 4 2+ prowadzi do powstania białego nierozpuszczalnego osadu BaSO 4 . Ten jakościowa reakcja na jon siarczanowy.

Właściwości redoksowe

W rozcieńczonym H 2 SO 4 utleniaczami są jony H +, a w stężonym H 2 SO 4 utleniaczami są jony siarczanowe SO 4 2+. Jony SO 4 2+ są silniejszymi utleniaczami niż jony H + (patrz diagram).

W rozcieńczony kwas siarkowy metale należące do szeregu napięcia elektrochemicznego ulegają rozpuszczeniu do wodoru. W tym przypadku tworzą się siarczany metali i uwalniane są:

Zn + H 2 SO 4 = ZnSO 4 + H 2

Metale znajdujące się po wodorze w szeregu napięcia elektrochemicznego nie reagują z rozcieńczonym kwasem siarkowym:

Cu + H2SO4 ≠

Stężony kwas siarkowy jest silnym utleniaczem, szczególnie po podgrzaniu. Utlenia wiele i niektóre substancje organiczne.

Kiedy stężony kwas siarkowy oddziałuje z metalami znajdującymi się po wodorze w szeregu napięcia elektrochemicznego (Cu, Ag, Hg), powstają siarczany metali, a także produkt redukcji kwasu siarkowego - SO 2.

Reakcja kwasu siarkowego z cynkiem

W przypadku bardziej aktywnych metali (Zn, Al, Mg) stężony kwas siarkowy można zredukować do wolnego kwasu siarkowego. Na przykład, gdy kwas siarkowy reaguje z, w zależności od stężenia kwasu, jednocześnie mogą powstawać różne produkty redukcji kwasu siarkowego - 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

Na zimno stężony kwas siarkowy pasywuje np. niektóre metale i dlatego jest transportowany w żelaznych zbiornikach:

Fe + H2SO4 ≠

Stężony kwas siarkowy utlenia niektóre niemetale (itp.), Redukując do tlenku siarki (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

Odbiór i użycie

W przemyśle kwas siarkowy wytwarzany jest metodą kontaktową. Proces pozyskiwania przebiega w trzech etapach:

Otrzymywanie SO 2 poprzez prażenie pirytu:

4FeS 2 + 11O 2 = 2Fe 2 O 3 + 8SO 2

Utlenianie SO 2 do SO 3 w obecności katalizatora – tlenku wanadu (V):

2SO2 + O2 = 2SO3

Rozpuszczanie SO 3 w kwasie siarkowym:

H2SO4+ N SO 3 = H 2 SO 4 ∙ N TAK 3

Powstały oleum transportowany jest w żelaznych zbiornikach. Kwas siarkowy o wymaganym stężeniu otrzymuje się z oleum przez dodanie go do wody. Można to wyrazić za pomocą diagramu:

H2SO4∙ N SO 3 + H 2 O = H 2 SO 4

Kwas siarkowy znajduje szerokie zastosowanie w różnych obszarach gospodarki narodowej. Służy do suszenia gazów, do produkcji innych kwasów, do produkcji nawozów, różnych barwników i leków.

Sole kwasu siarkowego

Większość siarczanów jest dobrze rozpuszczalna w wodzie (CaSO 4 jest słabo rozpuszczalny, PbSO 4 jest jeszcze słabiej rozpuszczalny, a BaSO 4 jest praktycznie nierozpuszczalny). Niektóre siarczany zawierające wodę krystalizacyjną nazywane są witriolami:

CuSO 4 ∙ 5H 2 O siarczan miedzi

FeSO 4 ∙ 7H 2 O siarczan żelaza

Każdy ma sole kwasu siarkowego. Ich związek z ciepłem jest wyjątkowy.

Siarczany metali aktywnych (,) nie rozkładają się nawet w temperaturze 1000 o C, natomiast inne (Cu, Al, Fe) przy lekkim ogrzewaniu rozkładają się na tlenek metalu i SO 3:

CuSO4 = CuO + SO3

Pobierać:

Pobierz bezpłatne streszczenie na ten temat: „Produkcja kwasu siarkowego metodą kontaktową”

Możesz pobrać streszczenia na inne tematy

*na nagranym obrazie znajduje się fotografia siarczanu miedzi

Siarka jest szeroko rozpowszechniona w skorupie ziemskiej i zajmuje szesnaste miejsce wśród innych pierwiastków. Występuje zarówno w stanie wolnym, jak i związanym. Właściwości niemetaliczne są charakterystyczne dla tego pierwiastka chemicznego. Jego łacińska nazwa to „Siarka”, oznaczona symbolem S. Pierwiastek wchodzi w skład różnych związków jonowych zawierających tlen i/lub wodór, tworzy wiele substancji należących do klas kwasów, soli i kilku tlenków, z których każdy można nazwać tlenek siarki z symbolami dodatku wskazującymi wartościowość. Stany utlenienia, które wykazuje w różnych związkach, to +6, +4, +2, 0, -1, -2. Znane są tlenki siarki o różnym stopniu utlenienia. Najpopularniejsze to dwutlenek i trójtlenek siarki. Mniej znane są tlenek siarki oraz wyższe (poza SO3) i niższe tlenki tego pierwiastka.

Tlenek siarki

Związek nieorganiczny zwany tlenkiem siarki II, SO, ma wygląd bezbarwnego gazu. W kontakcie z wodą nie rozpuszcza się, lecz z nią reaguje. Jest to bardzo rzadki związek, który występuje tylko w środowisku rozrzedzonego gazu. Cząsteczka SO jest niestabilna termodynamicznie i początkowo zamienia się w S2O2 (zwany gazem disiarkowym lub nadtlenkiem siarki). Ze względu na rzadkie występowanie tlenku siarki w naszej atmosferze oraz niską stabilność cząsteczki, trudno w pełni określić szkodliwość tej substancji. Ale w postaci skondensowanej lub bardziej stężonej tlenek zamienia się w nadtlenek, który jest stosunkowo toksyczny i żrący. Związek ten jest również wysoce łatwopalny (podobnie jak metan), podczas spalania wytwarza dwutlenek siarki, trujący gaz. Tlenek siarki 2 odkryto w pobliżu Io (jednej z atmosfer Wenus i ośrodka międzygwiazdowego. Uważa się, że na Io powstaje on w wyniku procesów wulkanicznych i fotochemicznych. Główne reakcje fotochemiczne to: O + S2 → S + SO i SO2 → SO + O.

Dwutlenek siarki

Tlenek siarki IV, czyli dwutlenek siarki (SO2), to bezbarwny gaz o duszącym, ostrym zapachu. W temperaturze minus 10 C przechodzi w stan ciekły, a w temperaturze minus 73 C krzepnie. W temperaturze 20°C w 1 litrze wody rozpuszcza się około 40 objętości SO2.

Ten tlenek siarki rozpuszczając się w wodzie tworzy kwas siarkawy, ponieważ jest jego bezwodnikiem: SO2 + H2O ↔ H2SO3.

Oddziałuje z zasadami oraz 2NaOH + SO2 → Na2SO3 + H2O i SO2 + CaO → CaSO3.

Dwutlenek siarki charakteryzuje się właściwościami zarówno utleniacza, jak i reduktora. Utlenia się pod wpływem tlenu atmosferycznego do bezwodnika siarkowego w obecności katalizatora: SO2 + O2 → 2SO3. Przy silnych środkach redukujących takich jak siarkowodór pełni rolę utleniacza: H2S + SO2 → S + H2O.

Dwutlenek siarki wykorzystywany jest w przemyśle głównie do produkcji kwasu siarkowego. Dwutlenek siarki powstaje w wyniku spalania siarki lub pirytu żelaza: 11O2 + 4FeS2 → 2Fe2O3 + 8SO2.

Bezwodnik siarkowy

Tlenek siarki VI, czyli trójtlenek siarki (SO3), jest produktem pośrednim i nie ma samodzielnego znaczenia. Z wyglądu jest to bezbarwna ciecz. Wrze w temperaturze 45 C, a poniżej 17 C zamienia się w białą krystaliczną masę. Siarka ta (ze stopniem utlenienia atomu siarki + 6) jest wyjątkowo higroskopijna. Z wodą tworzy kwas siarkowy: SO3 + H2O ↔ H2SO4. Po rozpuszczeniu w wodzie wydziela dużą ilość ciepła i jeśli doda się dużą ilość tlenku nie stopniowo, ale natychmiast, może nastąpić eksplozja. Trójtlenek siarki dobrze rozpuszcza się w stężonym kwasie siarkowym, tworząc oleum. Zawartość SO3 w oleum sięga 60%. Ten związek siarki ma wszystkie właściwości

Wyższe i niższe tlenki siarki

Siarki to grupa związków chemicznych o wzorze SO3 + x, gdzie x może wynosić 0 lub 1. Monomer tlenek SO4 zawiera grupę nadtlenkową (O-O) i charakteryzuje się, podobnie jak tlenek SO3, stopniem utlenienia siarki +6 . Ten tlenek siarki może powstawać w niskich temperaturach (poniżej 78 K) w wyniku reakcji SO3 i/lub fotolizy SO3 zmieszanego z ozonem.

Niższe tlenki siarki to grupa związków chemicznych, do których zalicza się:

SO (tlenek siarki i jego dimer S2O2);
tlenki siarki SnO (są związkami cyklicznymi składającymi się z pierścieni utworzonych przez atomy siarki, a n może wynosić od 5 do 10);
S7O2;
polimerowe tlenki siarki.

Wzrosło zainteresowanie niższymi tlenkami siarki. Wynika to z konieczności badania ich zawartości w atmosferach ziemskich i pozaziemskich.