În acest articol veți găsi informații despre ce este oxidul de sulf. Se vor lua în considerare proprietățile sale chimice și fizice de bază, formele existente, metodele de preparare a acestora și diferențele între ele. Se vor mentiona si aplicatiile si rolul biologic al acestui oxid in diferitele sale forme.
Care este substanța
Oxidul de sulf este un compus din substanțe simple, sulf și oxigen. Există trei forme de oxizi de sulf, care diferă prin gradul de valență S și anume: SO (monoxid de sulf, monoxid de sulf), SO 2 (dioxid de sulf sau dioxid de sulf) și SO 3 (trioxid de sulf sau anhidridă). Toate variațiile enumerate ale oxizilor de sulf au caracteristici chimice și fizice similare.
Informații generale despre monoxidul de sulf
Monoxidul de sulf bivalent, sau altfel monoxidul de sulf, este o substanță anorganică constând din două elemente simple- sulf si oxigen. Formula - SO. În condiții normale, este un gaz incolor, dar cu miros înțepător și specific. Reacționează cu o soluție apoasă. O conexiune destul de rară în atmosfera pământului. Este instabil la temperatură și există sub formă dimerică - S 2 O 2 . Uneori este capabil să interacționeze cu oxigenul pentru a forma dioxid de sulf ca rezultat al reacției. Nu formează săruri.
Oxidul de sulf (2) se obține de obicei prin arderea sulfului sau descompunerea anhidridei acestuia:
- 2S2+O2 = 2SO;
- 2SO2 = 2SO+O2.
Substanța se dizolvă în apă. Ca rezultat, oxidul de sulf formează tio acid sulfuric:
- S2O2 + H2O = H2S2O3.
Date generale despre dioxidul de sulf
Oxidul de sulf este o altă formă de oxizi de sulf cu formula chimica SO2. Are un miros specific neplăcut și este incolor. Când este expus la presiune, se poate aprinde când temperatura camerei. Când este dizolvat în apă, formează acid sulfuros instabil. Se poate dizolva în soluții de etanol și acid sulfuric. Este o componentă a gazului vulcanic.
În industrie se obține prin arderea sulfului sau prăjirea sulfurilor acestuia:
- 2FeS 2 +5O 2 = 2FeO+4SO 2.
În laboratoare, de regulă, SO2 se obține folosind sulfiți și hidrosulfiți, expunându-le la acid puternic, precum și la expunerea metalelor cu un grad scăzut de activitate la H2SO4 concentrat.
Ca și alți oxizi de sulf, SO2 este un oxid acid. Interacționând cu alcalii, formând diverși sulfiți, reacţionează cu apa, creând acid sulfuric.
SO 2 este extrem de activ, iar acest lucru se exprimă clar în proprietățile sale reducătoare, unde starea de oxidare a oxidului de sulf crește. Poate prezenta proprietăți oxidante dacă este expus la un agent reducător puternic. Ultimul trăsătură caracteristică folosit pentru producerea acidului hipofosforic sau pentru separarea S de gaze din domeniul metalurgic.
Oxidul de sulf (4) este utilizat pe scară largă de oameni pentru a produce acid sulfuros sau sărurile sale - acesta este principalul său domeniu de aplicare. De asemenea, participă la procesele de vinificație și acționează acolo ca un conservant (E220) uneori este folosit pentru a mura magazinele și depozitele de legume, deoarece distruge microorganismele. Materialele care nu pot fi albite cu clor sunt tratate cu oxid de sulf.
SO 2 este un compus destul de toxic. Simptome caracteristice simptomele care indică otrăvirea prin aceasta sunt tusea, problemele de respirație, de obicei sub formă de nas care curge, răgușeală, apariția unui gust neobișnuit și o durere în gât. Inhalarea unui astfel de gaz poate provoca sufocare, afectarea capacității de vorbire a individului, vărsături, dificultăți la înghițire și edem pulmonar acut. Concentrația maximă admisă a acestei substanțe în zona de lucru este de 10 mg/m3. Cu toate acestea, oameni diferiti De asemenea, organismul poate prezenta sensibilitate diferită la dioxidul de sulf.
Informații generale despre anhidrida sulfurică
Gazul de sulf, sau anhidrida sulfurică, așa cum este numită, este un oxid mai mare de sulf cu formula chimică SO 3 . Lichid cu miros sufocant, foarte volatil în condiții standard. Este capabil să se solidifice, formând amestecuri cristaline din modificările sale solide, la temperaturi de 16,9 °C și mai jos.
Analiza detaliată a oxidului superior
Când SO 2 este oxidat de aer sub influenţă temperaturi ridicate, o conditie necesara este prezenţa unui catalizator, de exemplu V2O5, Fe2O3, NaVO3 sau Pt.
Descompunerea termică a sulfaților sau interacțiunea dintre ozon și SO2:
- Fe2(S04)3 = Fe2O3 +3SO3;
- SO 2 + O 3 = SO 3 + O 2.
Oxidarea SO2 cu NO2:
- SO2 +NO2 = SO3 +NO.
La fizic caracteristici de calitate includ: prezența în stare gazoasă a unei structuri plane, de tip trigonal și simetrie D 3 h în timpul trecerii de la gaz la cristal sau lichid, formează un trimer de natură ciclică și un lanț în zig-zag, are o legătură polară covalentă;
În formă solidă, SO3 apare în forme alfa, beta, gamma și sigma și are, în consecință, diferite puncte de topire, grade de polimerizare și o varietate de forme cristaline. Existența unui astfel de număr de tipuri de SO3 se datorează formării legăturilor de tip donor-acceptor.
Proprietățile anhidridei de sulf includ multe dintre calitățile sale, principalele fiind:
Abilitatea de a interacționa cu baze și oxizi:
- 2KHO+S03 = K2S04 +H20;
- CaO+SO3 = CaSO4.
Superior oxid de sulf SO 3 are o activitate destul de mare și creează acid sulfuric atunci când interacționează cu apa:
- SO3 + H2O = H2SO4.
Reacționează cu acidul clorhidric și formează acid clorosulfat:
- S03+HCI = HS03CI.
Oxidul de sulf se caracterizează prin manifestarea unor proprietăți oxidante puternice.
Anhidrida sulfurica este folosita in crearea acidului sulfuric. O cantitate mică din ea este eliberată în mediuîn timp ce foloseau bombe cu sulf. SO 3, formând acid sulfuric după interacțiunea cu o suprafață umedă, distruge o varietate de organisme periculoase, cum ar fi ciupercile.
Rezumând
Oxidul de sulf poate fi în diferite stări de agregare, variind de la formă lichidă la formă solidă. Este rar în natură, dar există destul de multe modalități de a-l obține în industrie, precum și zone în care poate fi folosit. Oxidul în sine are trei forme în care prezintă grade diferite de valență. Poate fi foarte toxic și cauza probleme serioase cu sănătatea.
Oxid de sulf(IV) și acid sulfuros
Oxid de sulf (IV) sau dioxid de sulf, când conditii normale gaz incolor cu un miros înțepător de sufocare. Când este răcit la -10°C, se lichefiază într-un lichid incolor.
Chitanță
1. În condiții de laborator, oxidul de sulf (IV) se obține din sărurile acidului sulfuros prin tratarea acestora cu acizi tari:
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 + 2H2O
2. De asemenea, dioxidul de sulf se formează prin interacțiunea acidului sulfuric concentrat atunci când este încălzit cu metale slab active:
Cu+2H2SO4 =CuS04+SO2+2H2O
Cu+4H + +2SO 2- 4 =Cu 2+ + SO 2- 4 +SO 2 +2H 2 O
3. Oxidul de sulf (IV) se formează și atunci când sulful este ars în aer sau oxigen:
4. În condiții industriale, SO 2 se obține prin prăjirea piritei FeS 2 sau a minereurilor sulfuroase ale metalelor neferoase (zinc amestec ZnS, plumb luciu PbS etc.):
4FeS 2 +11O 2 =2Fe 2 O 3 +8SO 2
Formula structurală a moleculei de SO2:
Patru electroni de sulf și patru electroni din doi atomi de oxigen iau parte la formarea legăturilor într-o moleculă de SO2. Repulsia reciprocă a perechilor de electroni de legătură și a perechii de electroni singuri de sulf conferă moleculei o formă unghiulară.
1. Oxidul de sulf (IV) prezintă toate proprietățile oxizilor acizi:
Interacțiunea cu apa
Interacțiune cu alcalii,
Interacțiunea cu oxizii bazici.
2. Oxidul de sulf (IV) se caracterizează prin proprietăți reducătoare:
S +4 O 2 +O 0 2 „2S +6 O -2 3 (în prezența unui catalizator, când este încălzit)
Dar în prezența agenților reducători puternici, SO2 se comportă ca un agent oxidant:
Dualitatea redox a oxidului de sulf (IV) se explică prin faptul că sulful are o stare de oxidare de +4 în el și, prin urmare, poate, prin donarea a 2 electroni, să fie oxidat la S +6, iar prin acceptarea a 4 electroni, redus la S°. Manifestarea acestor proprietăți sau a altor proprietăți depinde de natura componentului de reacție.
Oxidul de sulf (IV) este foarte solubil în apă (40 de volume de SO2 se dizolvă într-un volum la 20°C). În acest caz, se formează acid sulfuros, care există numai în soluție apoasă:
SO2 +H2O «H2SO3
Reacția este reversibilă. Într-o soluție apoasă, oxidul de sulf (IV) și acidul sulfuros se află în echilibru chimic, care poate fi deplasat. La legarea H2SO3 (neutralizarea acidului
u) reacția decurge spre formarea acidului sulfuros; când SO2 este îndepărtat (prin suflare printr-o soluție de azot sau încălzire), reacția se desfășoară către materiile prime. O soluție de acid sulfuros conține întotdeauna oxid de sulf (IV), care îi conferă un miros înțepător.
Acidul sulfuros are toate proprietățile acizilor. În soluție se disociază treptat:
H 2 SO 3 „H + +HSO - 3 HSO - 3 „H + +SO 2- 3
Instabil termic, volatil. Acidul sulfuros, ca acid dibazic, formează două tipuri de săruri:
Mediu - sulfiți (Na2SO3);
Acide - hidrosulfiți (NaHSO 3).
Sulfiții se formează atunci când un acid este complet neutralizat cu un alcali:
H2S03+2NaOH=Na2S03+2H2O
Hidrosulfiții se obțin atunci când există o lipsă de alcali:
H2S03+NaOH=NaHS03+H2O
Acidul sulfuros și sărurile sale au proprietăți atât de oxidare, cât și de reducere, care sunt determinate de natura partenerului de reacție.
1. Astfel, sub influența oxigenului, sulfiții sunt oxidați la sulfați:
2Na 2 S +4 O 3 +O 0 2 =2Na 2 S +6 O -2 4
Oxidarea acidului sulfuros cu brom și permanganat de potasiu are loc și mai ușor:
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. În prezența unor agenți reducători mai energici, sulfiții prezintă proprietăți oxidante:
Aproape toți hidrosulfiții și sulfiții de metale alcaline se dizolvă din sărurile acidului sulfuros.
3. Deoarece H 2 SO 3 este un acid slab, atunci când acizii acționează asupra sulfiților și hidrosulfiților, se eliberează SO 2. Această metodă este de obicei utilizată la producerea SO 2 în condiții de laborator:
NaHSO3+H2SO4=Na2SO4+SO2+H2O
4. Sulfiții solubili în apă sunt ușor hidrolizați, ca urmare a creșterii concentrației de ioni OH - în soluție:
Na 2 SO 3 + NON «NaHSO 3 + NaOH
Aplicație
Oxidul de sulf (IV) și acidul sulfuros decolorează mulți coloranți, formând cu ei compuși incolori. Acesta din urmă se poate descompune din nou atunci când este încălzit sau expus la lumină, rezultând culoarea restabilită. Prin urmare, efectul de albire al SO2 și H2SO3 diferă de efectul de albire al clorului. În mod obișnuit, oxidul de sulf (IV) este folosit pentru a înălbi lâna, mătasea și paie.
Oxidul de sulf (IV) ucide multe microorganisme. Prin urmare, pentru a distruge ciupercile de mucegai, acestea fumigează subsoluri umede, pivnițe, butoaie de vin etc. Folosit și pentru transportul și depozitarea fructelor și fructelor de pădure. Oxidul de sulf IV) este utilizat în cantități mari pentru a produce acid sulfuric.
O aplicație importantă se găsește într-o soluție de hidrosulfit de calciu CaHSO 3 (leșie sulfit), care este utilizată pentru tratarea pastei de lemn și hârtie.
Oxidul de sulf (dioxid de sulf, dioxid de sulf, dioxid de sulf) este un gaz incolor care are conditii normale un miros caracteristic ascuțit (asemănător cu mirosul unui chibrit ars). Se lichefiază sub presiune la temperatura camerei. Dioxidul de sulf este solubil în apă și se formează acid sulfuric instabil. Această substanță este, de asemenea, solubilă în acid sulfuric și etanol. Aceasta este una dintre componentele principale care formează gazele vulcanice.
Dioxid de sulf
Producerea SO2 - dioxid de sulf - implică în mod industrial arderea sulfului sau prăjirea sulfurilor (se folosește în principal pirita).
4FeS2 (pirită) + 11O2 = 2Fe2O3 + 8SO2 (dioxid de sulf).
Într-un cadru de laborator, dioxidul de sulf poate fi produs prin tratarea hidrosulfiților și sulfiților cu acizi puternici. În acest caz, acidul sulfuros rezultat se descompune imediat în apă și dioxid de sulf. De exemplu:
Na2SO3 + H2SO4 (acid sulfuric) = Na2SO4 + H2SO3 (acid sulfuros).
H2SO3 (acid sulfuros) = H2O (apă) + SO2 (dioxid de sulf).
A treia metodă de producere a dioxidului de sulf implică acțiunea acidului sulfuric concentrat asupra metalelor slab active atunci când este încălzit. De exemplu: Cu (cupru) + 2H2SO4 (acid sulfuric) = CuSO4 (sulfat de cupru) + SO2 (dioxid de sulf) + 2H2O (apă).
Proprietățile chimice ale dioxidului de sulf
Formula dioxidului de sulf este SO3. Această substanță aparține oxizilor acizi.
1. Dioxidul de sulf se dizolvă în apă, rezultând acid sulfuros. În condiții normale, această reacție este reversibilă.
SO2 (dioxid de sulf) + H2O (apă) = H2SO3 (acid sulfuros).
2. Cu alcalii, dioxidul de sulf formează sulfiți. De exemplu: 2NaOH (hidroxid de sodiu) + SO2 (dioxid de sulf) = Na2SO3 (sulfit de sodiu) + H2O (apă).
3. Activitatea chimică a dioxidului de sulf este destul de mare. Proprietățile reducătoare ale dioxidului de sulf sunt cele mai pronunțate. În astfel de reacții, starea de oxidare a sulfului crește. De exemplu: 1) SO2 (dioxid de sulf) + Br2 (brom) + 2H2O (apă) = H2SO4 (acid sulfuric) + 2HBr (bromură de hidrogen); 2) 2SO2 (dioxid de sulf) + O2 (oxigen) = 2SO3 (sulfit); 3) 5SO2 (dioxid de sulf) + 2KMnO4 (permanganat de potasiu) + 2H2O (apă) = 2H2SO4 (acid sulfuric) + 2MnSO4 (sulfat de mangan) + K2SO4 (sulfat de potasiu).
Ultima reacție este un exemplu de reacție calitativă la SO2 și SO3. Soluția devine violet la culoare.)
4. În prezența agenților reducători puternici, dioxidul de sulf poate prezenta proprietăți oxidante. De exemplu, pentru extragerea sulfului din gazele de eșapament în industria metalurgică se utilizează reducerea dioxidului de sulf cu monoxid de carbon (CO): SO2 (dioxid de sulf) + 2CO (monoxid de carbon) = 2CO2 + S (sulf).
De asemenea, proprietățile oxidante ale acestei substanțe sunt folosite pentru a obține acid fosforic: PH3 (fosfină) + SO2 (dioxid de sulf) = H3PO2 (acid fosforic) + S (sulf).
Unde se folosește dioxidul de sulf?
Dioxidul de sulf este folosit în principal pentru a produce acid sulfuric. De asemenea, este utilizat în producția de băuturi cu conținut scăzut de alcool (vin și alte băuturi de mărime medie categorie de pret). Datorită proprietății acestui gaz de a ucide diferite microorganisme, este folosit pentru a fumiga depozite și magazine de legume. În plus, oxidul de sulf este folosit pentru a înălbi lâna, mătasea și paiele (acele materiale care nu pot fi albite cu clor). În laboratoare, dioxidul de sulf este folosit ca solvent și pentru a obține diferite săruri de dioxid de sulf.
Efecte fiziologice
Dioxidul de sulf are proprietăți toxice puternice. Simptomele otrăvirii sunt tusea, curgerea nasului, răgușeală, un gust deosebit în gură și dureri severe în gât. Când dioxidul de sulf este inhalat în concentrații mari, apar dificultăți la înghițire și sufocare, tulburări de vorbire, greață și vărsături și se poate dezvolta edem pulmonar acut.
MPC al dioxidului de sulf:
- interior - 10 mg/m³;
- medie zilnică maximă o singură dată per aerul atmosferic- 0,05 mg/m³.
Sensibilitatea la dioxidul de sulf variază între indivizi, plante și animale. De exemplu, dintre copaci cei mai rezistenti sunt stejarul si mesteacanul, iar cei mai putin rezistenti sunt molidul si pinul.
Starea de oxidare +4 pentru sulf este destul de stabilă și se manifestă în tetrahalogenuri SHAl 4, oxodihalogenuri SO 2 , dioxid de SO 2 și anionii corespunzători acestora. Ne vom familiariza cu proprietățile dioxidului de sulf și ale acidului sulfuros.
1.11.1. Oxid de sulf (IV) Structura moleculei de so2
Structura moleculei de SO 2 este similară cu structura moleculei de ozon. Atomul de sulf este într-o stare de hibridizare sp 2, forma orbitalilor este un triunghi regulat, iar forma moleculei este unghiulară. Atomul de sulf are o singură pereche de electroni. Lungimea legăturii S–O este de 0,143 nm, iar unghiul de legătură este de 119,5°.
Structura corespunde următoarelor structuri rezonante:
Spre deosebire de ozon, multiplicitatea legăturii S–O este 2, adică contribuția principală este adusă de prima structură de rezonanță. Molecula se caracterizează printr-o stabilitate termică ridicată.
Proprietăți fizice
În condiții normale, dioxidul de sulf sau dioxidul de sulf este un gaz incolor cu un miros ascuțit de sufocare, punctul de topire -75 °C, punctul de fierbere -10 °C. Este foarte solubil în apă la 20 °C, 40 de volume de dioxid de sulf se dizolvă în 1 volum de apă. Gaz toxic.
Proprietățile chimice ale oxidului de sulf (IV).
Dioxidul de sulf este foarte reactiv.
Dioxidul de sulf este un oxid acid. Este destul de solubil în apă pentru a forma hidrați. De asemenea, reacţionează parţial cu apa, formând acid sulfuros slab, care nu este izolat sub formă individuală:
SO2 + H2O = H2S03 = H + + HSO3- = 2H + + SO32-.
Ca urmare a disocierii, se formează protoni, astfel încât soluția are un mediu acid.
Când dioxid de sulf gazos este trecut printr-o soluție de hidroxid de sodiu, se formează sulfit de sodiu. Sulfitul de sodiu reacţionează cu excesul de dioxid de sulf pentru a forma hidrosulfit de sodiu:
2NaOH + S02 = Na2S03 + H20;
Dioxidul de sulf se caracterizează prin dualitate redox, de exemplu, prezintă proprietăți reducătoare și decolorează apa de brom:
S02 + Br2 + 2H20 = H2S04 + 2HBr
și soluție de permanganat de potasiu:
5SO2 + 2KMnO4 + 2H2O = 2KНSO4 + 2MnSO4 + H2SO4.
oxidat de oxigen la anhidridă sulfuric:
2SO 2 + O 2 = 2SO 3.
Prezintă proprietăți oxidante atunci când interacționează cu agenți reducători puternici, de exemplu:
SO2 + 2CO = S + 2CO2 (la 500 °C, în prezenţa Al2O3);
S02 + 2H2 = S + 2H2O.
Prepararea oxidului de sulf (IV).
Arderea sulfului în aer
S + O2 = SO2.
Oxidarea sulfurilor
4FeS 2 + 11O 2 = 2Fe 2 O 3 + 8SO 2.
Efectul acizilor puternici asupra sulfiților metalici
Na2S03 + 2H2SO4 = 2NaHS04 + H2O + SO2.
1.11.2. Acid sulfuros și sărurile sale
Când dioxidul de sulf este dizolvat în apă, se formează acid sulfuros slab, cea mai mare parte a SO 2 dizolvat este sub formă de SO 2 · H 2 O, la răcire, se eliberează și hidratul cristalin, doar o mică parte din moleculele de acid sulfuros se disociază în ioni de sulfit și hidrosulfit. În stare liberă, acidul nu este eliberat.
Fiind dibazic, formeaza doua tipuri de saruri: medii - sulfiti si acide - hidrosulfiti. Doar sulfiții metalelor alcaline și hidrosulfiții metalelor alcaline și alcalino-pământoase se dizolvă în apă.
În procesele redox, dioxidul de sulf poate fi atât un agent oxidant, cât și un agent reducător, deoarece atomul din acest compus are o stare intermediară de oxidare de +4.
Cum reacționează SO2 cu agenți reducători mai puternici, cum ar fi:
SO2 + 2H2S = 3S↓ + 2H2O
Cum reacționează agentul reducător S02 cu agenți oxidanți mai puternici, de exemplu cu în prezența unui catalizator, cu etc.:
2SO2 + O2 = 2SO3
S02 + CI2 + 2H20 = H2S03 + 2HCI
Chitanță
1) Dioxidul de sulf se formează atunci când sulful arde:
2) În industrie se obține prin prăjirea piritei:
3) În laborator se poate obține dioxid de sulf:
Cu + 2H2SO4 = CuSO4 + SO2 + 2H2O
Aplicație
Dioxidul de sulf este utilizat pe scară largă în industria textila pentru albire diverse produse. În plus, este folosit în agricultură pentru distrugerea microorganismelor dăunătoare din sere și pivnițe. Pentru producerea acidului sulfuric se folosesc cantități mari de SO2.
oxid de sulf (VI) – AŞA 3 (anhidrida sulfurica)
Anhidrida sulfurică SO 3 este un lichid incolor, care la temperaturi sub 17 o C se transformă într-o masă cristalină albă. Absoarbe foarte bine umezeala (higroscopic).
Proprietăți chimice
Proprietăți acido-bazice
Cum reacționează un oxid de acid tipic, anhidrida sulfuric:
SO 3 + CaO = CaSO 4
c) cu apă:
SO3 + H2O = H2SO4
O proprietate specială a SO 3 este capacitatea sa de a se dizolva bine în acid sulfuric. O soluție de SO 3 în acid sulfuric se numește oleum.
Formarea oleumului: H2S04+ n SO 3 = H 2 SO 4 ∙ n SO 3
Proprietăți redox
Oxidul de sulf (VI) se caracterizează prin proprietăți oxidante puternice (de obicei reduse la SO 2):
3SO3 + H2S = 4SO2 + H2O
Primire și utilizare
Anhidrida sulfurică se formează prin oxidarea dioxidului de sulf:
2SO2 + O2 = 2SO3
ÎN formă pură anhidrida sulfurica nu are nicio semnificatie practica. Se obține ca produs intermediar în producerea acidului sulfuric.
H2SO4
Mențiunea acidului sulfuric a fost găsită pentru prima dată printre alchimiștii arabi și europeni. S-a obţinut prin calcinarea sulfatului de fier (FeSO 4 ∙ 7H 2 O) în aer: 2FeSO 4 = Fe 2 O 3 + SO 3 + SO 2 sau un amestec cu: 6KNO 3 + 5S = 3K 2 SO 4 + 2SO 3 + 3N 2, iar vaporii de anhidridă sulfuric eliberați s-au condensat. Absorbind umiditatea, s-au transformat în oleum. În funcție de metoda de preparare, H 2 SO 4 a fost numit ulei de vitriol sau ulei de sulf. În 1595, alchimistul Andreas Libavius a stabilit identitatea ambelor substanțe.
Multă vreme, uleiul de vitriol nu a fost utilizat pe scară largă. Interesul pentru ea a crescut foarte mult după secolul al XVIII-lea. A fost descoperit procesul de obținere a carminului indigo, un colorant albastru stabil, din indigo. Prima fabrică pentru producerea acidului sulfuric a fost fondată lângă Londra în 1736. Procesul se desfășura în camere de plumb, în fundul cărora se turna apă. Un amestec topit de salpetru și sulf a fost ars în partea superioară a camerei, apoi a fost introdus aer în ea. Procedura s-a repetat până când s-a format un acid cu concentrația necesară la fundul recipientului.
În secolul al XIX-lea metoda a fost îmbunătățită: în loc de salpetru au început să folosească acid azotic(da cand se descompune in camera). Pentru a returna gazele azotate în sistem, au fost construite turnuri speciale, care au dat numele întregului proces - procesul turnului. Fabricile care funcționează folosind metoda turnului există și astăzi.
Acidul sulfuric este un lichid gras uleios, incolor si inodor, higroscopic; se dizolvă bine în apă. Când acidul sulfuric concentrat este dizolvat în apă, se eliberează număr mare incalzit, deci trebuie turnat cu grija in apa (si nu invers!) si amestecati solutia.
O soluție de acid sulfuric în apă cu un conținut de H 2 SO 4 mai mic de 70% este de obicei numită acid sulfuric diluat, iar o soluție de peste 70% este acid sulfuric concentrat.
Proprietăți chimice
Proprietăți acido-bazice
Acidul sulfuric diluat prezintă toate proprietățile caracteristice acizilor puternici. Ea reactioneaza:
H2S04 + NaOH = Na2S04 + 2H2O
H2S04 + BaCl2 = BaS04↓ + 2HCI
Procesul de interacţiune a ionilor de Ba 2+ cu ionii de sulfat de SO 4 2+ conduce la formarea unui precipitat alb insolubil BaSO 4 . Acest reacție calitativă la ionul sulfat.
Proprietăți redox
În H 2 SO 4 diluat agenţii de oxidare sunt ioni de H +, iar în H 2 SO 4 concentrat agenţii de oxidare sunt ioni de sulfat de SO 4 2+. Ionii SO 4 2+ sunt agenți oxidanți mai puternici decât ionii H + (vezi diagrama). 
ÎN acid sulfuric diluat metalele care se află în seria tensiunii electrochimice sunt dizolvate la hidrogen. În acest caz, se formează sulfați metalici și se eliberează următoarele:
Zn + H2S04 = ZnS04 + H2
Metalele care sunt situate după hidrogen în seria tensiunii electrochimice nu reacţionează cu acidul sulfuric diluat:
Cu + H2S04≠
Acid sulfuric concentrat este un agent oxidant puternic, mai ales atunci când este încălzit. Oxidează multe și unele substanțe organice.
Când acidul sulfuric concentrat interacționează cu metalele care sunt situate după hidrogen în seria de tensiune electrochimică (Cu, Ag, Hg), se formează sulfați metalici, precum și produsul de reducere al acidului sulfuric - SO 2.
Reacția acidului sulfuric cu zincul Cu metale mai active (Zn, Al, Mg), acidul sulfuric concentrat poate fi redus la acid sulfuric liber. De exemplu, atunci când acidul sulfuric reacționează cu, în funcție de concentrația acidului, se pot forma simultan diferiți produși de reducere ai acidului sulfuric - SO2, S, H2S:
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
La rece, acidul sulfuric concentrat pasivează unele metale, de exemplu, și, astfel, este transportat în rezervoare de fier:
Fe + H2S04≠
Acidul sulfuric concentrat oxidează unele nemetale (, etc.), reducându-se la oxid de sulf (IV) SO 2:
S + 2H2S04 = 3S02 + 2H2O
C + 2H2SO4 = 2SO2 + CO2 + 2H2O
Primire și utilizare
În industrie, acidul sulfuric este produs prin metoda contactului. Procesul de obținere are loc în trei etape:
- Obținerea SO 2 prin prăjirea piritei:
4FeS 2 + 11O 2 = 2Fe 2 O 3 + 8SO 2
- Oxidarea SO 2 la SO 3 în prezența unui catalizator – oxid de vanadiu (V):
2SO2 + O2 = 2SO3
- Dizolvarea SO 3 în acid sulfuric:
H2SO4+ n SO 3 = H 2 SO 4 ∙ n SO 3
Oleum-ul rezultat este transportat în rezervoare de fier. Acidul sulfuric cu concentrația necesară se obține din oleum prin adăugarea lui în apă. Acest lucru poate fi exprimat prin diagrama:
H2SO4∙ n SO3 + H2O = H2SO4
Acidul sulfuric își găsește o varietate de aplicații într-o mare varietate de domenii ale economiei naționale. Este folosit pentru uscarea gazelor, la producerea altor acizi, la producerea îngrășămintelor, a diverșilor coloranți și a medicamentelor.
Săruri de acid sulfuric
Majoritatea sulfaților sunt foarte solubili în apă (CaSO 4 este ușor solubil, PbSO 4 este și mai puțin solubil și BaSO 4 este practic insolubil). Unii sulfați care conțin apă de cristalizare se numesc vitrioli:
CuSO 4 ∙ 5H 2 O sulfat de cupru
FeSO 4 ∙ 7H 2 O sulfat de fier
Toată lumea are săruri de acid sulfuric. Relația lor cu căldura este specială.
Sulfati metale active( , ) nu se descompun nici măcar la 1000 o C, în timp ce altele (Cu, Al, Fe) se descompun la încălzire ușoară în oxid metalic și SO 3:
CuSO 4 = CuO + SO 3
Descărcați:
Descărcați un rezumat gratuit pe acest subiect: „Producerea acidului sulfuric prin metoda de contact”
Puteți descărca rezumate pe alte subiecte
*În imaginea de înregistrare este o fotografie a sulfatului de cupru