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). Lichefiat sub presiune 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).
Proprietăți chimice dioxid de sulf
Formula dioxid de sulf- SO3. Această substanță aparține oxizilor acizi.
1. Dioxidul de sulf se dizolvă în apă, rezultând acid sulfuros. ÎN conditii 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.
Structura moleculei de SO2
Structura moleculei de SO2 este similară cu structura moleculei de ozon. Atomul de sulf este într-o stare de hibridizare sp2, 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 primul structura rezonanta. Molecula se caracterizează printr-o stabilitate termică ridicată.
Compuși ai sulfului +4 – prezintă dualitate redox, dar cu predominanța proprietăților reducătoare.
1. Interacțiunea SO2 cu oxigenul
2S+4O2 + O2S+6O
2. Când SO2 este trecut prin acid sulfurat de hidrogen, se formează sulf.
S+4O2 + 2H2S-2 → 3So + 2 H2O
4 S+4 + 4 → So 1 - agent de oxidare (reducere)
S-2 - 2 → So 2 - agent reducător (oxidare)
3. Acidul sulfuros este lent oxidat de oxigenul atmosferic în acid sulfuric.
2H2S+4O3 + 2O → 2H2S+6O
4 S+4 - 2 → S+6 2 - agent reducător (oxidare)
O + 4 → 2O-2 1 - agent de oxidare (reducere)
Chitanță:
1) oxid de sulf (IV) în industrie:
arderea sulfului:
ardere de pirita:
4FeS2 + 11O2 = 2Fe2O3
in laborator:
Na2SO3 + H2SO4 = Na2SO4 + SO2 + H2O
Dioxid de sulf, împiedicând fermentația, facilitează depunerea de poluanți, resturi de țesut de struguri cu microfloră patogenă și permite efectuarea fermentației alcoolice pe culturi de drojdie pure pentru a crește randamentul alcoolului etilic și a îmbunătăți compoziția altor produse de fermentație alcoolică.
Rolul dioxidului de sulf nu se limitează astfel la acțiunile antiseptice care îmbunătățesc mediul, ci se extinde și la îmbunătățirea conditii tehnologice fermentarea si depozitarea vinului.
Aceste condiții sunt utilizarea corectă dioxidul de sulf (limitând doza și timpul de contact cu aerul) duc la creșterea calității vinurilor și sucurilor, a aromei, gustului, precum și a transparenței și culorii - proprietăți asociate rezistenței vinului și sucului la turbiditate.
Dioxidul de sulf este cel mai comun poluant al aerului. Este eliberat de toate centralele electrice atunci când ard combustibili fosili. Dioxidul de sulf poate fi emis și de întreprinderile din industria metalurgică (sursa: cărbuni de cocsificare), precum și din apropiere. producție chimică(de exemplu, producția de acid sulfuric). Se formează în timpul descompunerii aminoacizilor care conțin sulf, care făceau parte din proteinele plantelor antice care formau depozite de cărbune, petrol și șisturi bituminoase.
Găsește aplicațieîn industrie pentru albirea diverselor produse: pânză, mătase, pastă de hârtie, pene, paie, ceară, peri, păr de cal, produse alimentare, pentru dezinfecția fructelor și a conservelor etc. Ca produs secundar, dioxidul de sulf se formează și se eliberează în aerul zonelor de lucru într-o serie de industrii: acid sulfuric, celuloză, la prăjirea minereurilor care conțin metale sulfuroase, în camere de decapare la uzinele metalice În producția de sticlă, ultramarin etc., sulful este foarte des conținut în aerul camerelor cazanelor și al camerelor de cenușă, unde se formează în timpul arderii cărbunilor care conțin sulf.
Când este dizolvat în apă, o stare slabă și instabilă acid sulfuros H2SO3 (există numai în soluție apoasă)
SO2 + H2O ↔ H2SO3
Acidul sulfuros se disociază treptat:
H2SO3 ↔ H+ + HSO3- (prima etapă, se formează anionul hidrosulfit)
HSO3- ↔ H+ + SO32- (a doua etapă, se formează anionul sulfit)
H2SO3 formează două serii de săruri - medii (sulfiți) și acide (hidrosulfiți).
O reacție calitativă la sărurile acidului sulfuros este interacțiunea sării cu un acid puternic, care eliberează SO2 gaz cu un miros înțepător:
Na2SO3 + 2HCl → 2NaCl + SO2 + H2O 2H+ + SO32- → SO2 + H2O
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 acid tiosulfuric:
- 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 supus presiunii, se poate aprinde la temperatura camerei. Când este dizolvat în apă, formează acid sulfuros instabil. Se poate dizolva în soluții de etanol și acid sulfuric. Este o componentă a gazului vulcanic.
În industrie 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, corpurile diferitelor persoane pot 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 SO2 este oxidat de aer sub influența temperaturilor 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.
Oxidul de sulf SO3 mai mare are o activitate destul de mare și creează acid sulfuric prin interacțiunea 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.
4.doc
Sulf. Hidrogen sulfurat, sulfuri, hidrosulfuri. Oxizi de sulf (IV) și (VI). Acizi sulfuros și sulfuric și sărurile lor. Esteri ai acidului sulfuric. Tiosulfat de sodiu
4.1. Sulf
Sulful este unul dintre puținele elemente chimice pe care oamenii le folosesc de câteva milenii. Este larg răspândit în natură și se găsește atât în stare liberă (sulf nativ), cât și în compuși. Mineralele care conțin sulf pot fi împărțite în două grupe - sulfuri (pirite, luciu, blendă) și sulfați. Sulful nativ se găsește în cantități mari în Italia (insula Sicilia) și SUA. În CSI există zăcăminte de sulf nativ în regiunea Volga, în state Asia Centrală, în Crimeea și în alte zone.
Mineralele din primul grup includ luciul de plumb PbS, luciul de cupru Cu 2 S, luciul de argint - Ag 2 S, blenda de zinc - ZnS, blenda de cadmiu - CdS, pirita sau pirita de fier - FeS 2, calcopirita - CuFeS 2, cinabru - HgS.
Mineralele din a doua grupă includ gips CaSO 4 2H 2 O, mirabilite (sare Glauber) - Na 2 SO 4 10H 2 O, kieserit - MgSO 4 H 2 O.
Sulful se găsește în corpurile animalelor și plantelor, deoarece face parte din moleculele de proteine. Compușii organici ai sulfului se găsesc în ulei.
Chitanță
1. La obținerea sulfului din compuși naturali, de exemplu din pirite de sulf, acesta este încălzit la temperaturi ridicate. Pirita de sulf se descompune pentru a forma sulfură de fier (II) și sulf:
2. Sulful poate fi obținut prin oxidarea hidrogenului sulfurat cu lipsă de oxigen conform reacției:
2H2S+O2=2S+2H2O
3. În prezent, se obțin sulf prin reducerea dioxidului de sulf SO2 cu carbon - un produs secundar în timpul topirii metalelor din minereurile de sulf:
SO2+C = CO2+S
4. Gazele de eșapament de la cuptoarele metalurgice și de cocs conțin un amestec de dioxid de sulf și hidrogen sulfurat. Acest amestec este trecut prin temperatură ridicată deasupra catalizatorului:
H2S+S02=2H20+3S
^ Proprietăți fizice
Sulful este o substanță tare, fragilă, galben-lămâie. Este practic insolubil în apă, dar este foarte solubil în disulfură de carbon CS 2 anilină și alți solvenți.
Conduce prost căldura și curent electric. Sulful formează mai multe modificări alotropice:
1 . ^ sulf rombic (cel mai stabil), cristalele au forma de octaedre.
Când sulful este încălzit, culoarea și vâscozitatea acestuia se schimbă: mai întâi se formează galben deschis, iar apoi, pe măsură ce temperatura crește, se întunecă și devine atât de vâscos încât nu curge din eprubetă cu încălzire suplimentară, vâscozitatea scade din nou, iar la 444,6 °C sulful fierbe.
2. ^ sulf monoclinic - modificare sub formă de cristale în formă de ac galben închis, obţinute prin răcirea lentă a sulfului topit.
3. sulf plastic se formează dacă se toarnă sulf încălzit până la fierbere apa rece. Se întinde ușor ca cauciucul (vezi Fig. 19).
Sulful natural constă dintr-un amestec de patru izotopi stabili: 32 16 S, 33 16 S, 34 16 S, 36 16 S.
^ Proprietăți chimice
Atomul de sulf, având un nivel de energie extern incomplet, poate adăuga doi electroni și poate prezenta un grad
Oxidare -2. Sulful prezintă acest grad de oxidare în compușii cu metale și hidrogen (Na 2 S, H 2 S). Când electronii sunt dați sau retrași unui atom al unui element mai electronegativ, starea de oxidare a sulfului poate fi +2, +4, +6.
La rece, sulful este relativ inert, dar cu creșterea temperaturii reactivitatea acestuia crește. 1. Cu metale, sulful prezintă proprietăți oxidante. Aceste reacții produc sulfuri (nu reacționează cu aurul, platina și iridiul): Fe+S=FeS
2. În condiții normale, sulful nu interacționează cu hidrogenul, dar la 150-200°C are loc o reacție reversibilă:
3. În reacțiile cu metale și hidrogen, sulful se comportă ca un agent oxidant tipic, iar în prezența agenților oxidanți puternici prezintă proprietăți reducătoare.
S+3F 2 =SF 6 (nu reacționează cu iodul)
4. Arderea sulfului în oxigen are loc la 280°C, iar în aer la 360°C. Aceasta produce un amestec de SO2 și SO3:
S+O2 =SO22S+3O2 =2SO3
5. Când este încălzit fără acces la aer, sulful se combină direct cu fosforul și carbonul, prezentând proprietăți oxidante:
2P+3S=P2S32S + C = CS2
6. Când interacționează cu substanțe complexe, sulful se comportă în principal ca agent reducător:
7. Sulful este capabil de reacții de disproporționare. Astfel, atunci când pulberea de sulf este fiartă cu alcalii, se formează sulfiți și sulfuri:
Aplicație
Sulful este utilizat pe scară largă în industrie și agricultură. Aproximativ jumătate din producția sa este folosită pentru a produce acid sulfuric. Sulful este folosit pentru vulcanizarea cauciucului: în acest caz, cauciucul se transformă în cauciuc.
Sub formă de culoare sulfului (pulbere fină), sulful este folosit pentru a combate bolile viilor și ale bumbacului. Este folosit pentru a produce praf de pușcă, chibrituri și compuși luminoși. În medicină, unguentele cu sulf sunt preparate pentru a trata bolile de piele.
4.2. Hidrogen sulfurat, sulfuri, hidrosulfuri
Hidrogenul sulfurat este un analog al apei. Formula sa electronică
Arată asta în educație Legături H-S-H sunt implicați doi electroni p ai nivelului exterior al atomului de sulf. Molecula de H 2 S are o formă unghiulară, deci este polară.
^ Fiind în natură
Hidrogenul sulfurat se găsește în mod natural în gazele vulcanice și în apele unor izvoare minerale, de exemplu Pyatigorsk, Matsesta. Se formează în timpul descompunerii substanțelor organice care conțin sulf din diverse resturi animale și vegetale. Aceasta explică caracteristica miros urât apa reziduala, gropi și gropi de gunoi.
Chitanță
1. Hidrogenul sulfurat poate fi obținut prin combinarea directă a sulfului cu hidrogenul atunci când este încălzită:
2. Dar se obține de obicei prin acțiunea acidului clorhidric sau sulfuric diluat asupra sulfurei de fier (III):
2HCl+FeS=FeCl 2 +H 2 S 2H + +FeS=Fe 2+ +H 2 S Această reacție este adesea efectuată într-un aparat Kipp.
^ Proprietăți fizice
În condiții normale, hidrogenul sulfurat este un gaz incolor cu un miros caracteristic puternic. ouă putrezite. Foarte otrăvitor, atunci când este inhalat se leagă de hemoglobină, provocând paralizie, care este adesea
Ceea ce duce la moarte. În concentrații mici este mai puțin periculos. Trebuie să lucrezi cu el hote de fum sau cu dispozitive închise ermetic. Conținutul admis de H 2 S in spațiile de producție este de 0,01 mg într-un litru de aer.
Hidrogenul sulfurat este relativ solubil în apă (la 20°C, 2,5 volume de hidrogen sulfurat se dizolvă într-un volum de apă).
O soluție de hidrogen sulfurat în apă se numește apă cu hidrogen sulfurat sau acid hidrosulfurat (prezentă proprietățile unui acid slab).
^ Proprietăți chimice
1, Când este încălzită puternic, hidrogenul sulfurat se descompune aproape complet pentru a forma sulf și hidrogen.
2. Hidrogenul sulfurat gazos arde în aer cu o flacără albastră pentru a forma oxid de sulf (IV) și apă:
2H2S+3O2=2SO2+2H2O
Cu lipsă de oxigen se formează sulf și apă: 2H 2 S + O 2 = 2S + 2H 2 O
3. Hidrogenul sulfurat este un agent reducător destul de puternic. Această proprietate chimică importantă a acesteia poate fi explicată după cum urmează. În soluție, H2S cedează relativ ușor electroni moleculelor de oxigen din aer:
În acest caz, oxigenul din aer oxidează hidrogenul sulfurat în sulf, ceea ce face apa cu hidrogen sulfurat tulbure:
2H2S+O2 =2S+2H2O
Acest lucru explică și faptul că hidrogenul sulfurat nu se acumulează în cantități foarte mari în natură în timpul descompunerii substanțelor organice - oxigenul din aer o oxidează în sulf liber.
4, Hidrogenul sulfurat reacționează puternic cu soluțiile de halogen, de exemplu:
H 2 S+I 2 =2HI+S Se eliberează sulf și soluția de iod se decolorează.
5. Diferiți agenți oxidanți reacționează energic cu hidrogenul sulfurat: atunci când sunt expuși la acid azotic se formează sulf liber.
6. Soluția de hidrogen sulfurat are o reacție acidă datorită disociațiilor:
H 2 SН + +HS - HS - H + +S -2
De obicei predomină prima etapă. Este un acid foarte slab: mai slab decât acidul carbonic, care de obicei înlocuiește H 2 S din sulfuri.
Sulfuri și hidrosulfuri
Acidul de hidrogen sulfurat, ca acid dibazic, formează două serii de săruri:
Mediu - sulfuri (Na 2 S);
Acide - hidrosulfuri (NaHS).
Aceste săruri pot fi obţinute: - prin reacţia hidroxizilor cu hidrogen sulfurat: 2NaOH+H 2 S=Na 2 S+2H 2 O
Interacțiunea directă a sulfului cu metalele:
Reacția de schimb a sărurilor cu H2S sau între săruri:
Pb(NO3)2+Na2S=PbS+2NaNO3
CuSO 4 +H 2 S=CuS+H 2 SO 4 Cu 2+ +H 2 S=CuS+2H +
Hidrosulfurile sunt aproape toate foarte solubile în apă.
Sulfurile metalelor alcaline și alcalino-pământoase sunt, de asemenea, ușor solubile în apă și incolore.
Sulfurile de metale grele sunt practic insolubile sau ușor solubile în apă (FeS, MnS, ZnS); unele dintre ele nu se dizolvă în acizi diluați (CuS, PbS, HgS).
Ca săruri ale unui acid slab, sulfurile din soluții apoase sunt puternic hidrolizate. De exemplu, sulfurile de metale alcaline au o reacție alcalină atunci când sunt dizolvate în apă:
Na2S+ННNaHS+NaOH
Toate sulfurile, ca și hidrogenul sulfurat în sine, sunt agenți reducători energetici:
3PbS -2 +8HN +5 O 3(diluat) =3PbS +6 O 4 +4H 2 O+8N +2 O
Unele sulfuri au o culoare caracteristică: CuS și PbS - negru, CdS - galben, ZnS - alb, MnS - roz, SnS - maro, Al 2 S 3 - portocaliu. Pe baza solubilității diferite a sulfurilor și a culorilor diferite ale multora dintre ele analiza calitativa cationi.
^ 4.3. Oxid de sulf(IV) și acid sulfuros
Oxidul de sulf (IV) sau dioxidul de sulf este, în condiții normale, un gaz incolor cu un miros înțepător, sufocant. 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+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. 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.
Proprietăți chimice
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 într-o soluție apoasă:
SO2 +H2OH2SO3
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
Tu) reacția continuă spre formarea acidului sulfuros; când SO2 este îndepărtat (prin suflare printr-o soluție de azot sau încălzire), reacția se desfășoară către substanțele inițiale. 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 folosită pentru a obține SO2 in conditii de laborator:
NaHSO 3 +H 2 SO 4 =Na 2 SO 4 +SO 2 +H 2 O
4. Sulfiții solubili în apă sunt ușor hidrolizați, ca urmare a creșterii concentrației de ioni OH - în soluție:
Na 2 SO 3 +HONNaHSO 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, în urma căruia culoarea este restabilită. În consecință, 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.
^ 4.4. Oxid de sulf(VI). Acid sulfuric
Oxidul de sulf (VI) (vezi Tabelul 20) este un lichid incolor care se solidifică la o temperatură de 16,8 ° C într-o masă cristalină solidă. Absoarbe foarte puternic umiditatea, formând acid sulfuric: SO 3 + H 2 O= H 2 SO 4
Tabelul 20. Proprietăţile oxizilor de sulf
Dizolvarea oxidului de sulf (VI) în apă este însoțită de eliberarea unei cantități semnificative de căldură.
Oxidul de sulf (VI) este foarte solubil în acid sulfuric concentrat. O soluție de SO 3 în acid anhidru se numește oleum. Oleum-urile pot conține până la 70% SO3.
Chitanță
1. Oxidul de sulf (VI) se obține prin oxidarea dioxidului de sulf cu oxigenul aerului în prezența catalizatorilor la o temperatură de 450°C (vezi. Prepararea acidului sulfuric):
2SO2 +O2 =2SO3
2. O altă modalitate de a oxida SO 2 la SO 3 este utilizarea oxidului nitric (IV) ca agent oxidant:
Oxidul de azot rezultat (II) atunci când interacționează cu oxigenul atmosferic se transformă ușor și rapid în oxid de azot (IV): 2NO+O 2 = 2NO 2
Care poate fi folosit din nou în oxidarea SO2. În consecință, NO 2 acționează ca un purtător de oxigen. Această metodă de oxidare a SO 2 în SO 3 se numește azot. Molecula de SO 3 are forma unui triunghi, în centrul căruia
Atomul de sulf este situat:
Această structură se datorează respingerii reciproce a perechilor de electroni de legătură. Atomul de sulf a furnizat șase electroni exteriori pentru formarea lor.
Proprietăți chimice
1. SO 3 este un oxid acid tipic.
2. Oxidul de sulf (VI) are proprietățile unui agent oxidant puternic.
Aplicație
Oxidul de sulf (VI) este folosit pentru a produce acid sulfuric. Cea mai mare valoare are o metodă de contact de primire
Acid sulfuric. Folosind această metodă, puteți obține H 2 SO 4 de orice concentrație, precum și oleum. Procesul constă din trei etape: obţinerea SO 2; oxidarea S02 la S03; obţinându-se H2SO4.
SO 2 se obține prin prăjirea piritei FeS 2 în cuptoare speciale: 4FeS 2 +11O 2 =2Fe 2 O 3 +8SO 2
Pentru a accelera arderea, pirita este pre-zdrobită, iar pentru arderea mai completă a sulfului se introduce o cantitate semnificativă. mai mult aer(oxigen) decât este necesar de reacție. Gazul care iese din cuptor este format din oxid de sulf (IV), oxigen, azot, compuși de arsenic (din impuritățile din pirite) și vapori de apă. Se numește gaz de prăjire.
Gazul de prăjire este supus curățării amănunțite, deoarece chiar și un conținut mic de compuși de arsenic, precum și praf și umiditate, otrăvește catalizatorul. Gazul este purificat din compușii de arsenic și praf prin trecerea lui prin filtre electrice speciale și un turn de spălare; umiditatea este absorbită de acidul sulfuric concentrat în turnul de uscare. Gazul purificat care conține oxigen este încălzit într-un schimbător de căldură la 450°C și intră în aparatul de contact. În interiorul aparatului de contact există rafturi cu zăbrele umplute cu catalizator.
Anterior, platina metalică zdrobită fin a fost folosită ca catalizator. Ulterior, a fost înlocuit cu compuși de vanadiu - oxid de vanadiu (V) V 2 O 5 sau sulfat de vanadil VOSO 4, care sunt mai ieftini decât platina și otravă mai lent.
Reacția de oxidare a SO 2 la SO 3 este reversibilă:
2SO 2 +O 2 2SO 3
O creștere a conținutului de oxigen din gazul de prăjire crește randamentul de oxid de sulf (VI): la o temperatură de 450°C ajunge de obicei la 95% și mai mult.
Oxidul de sulf (VI) rezultat este apoi alimentat în contracurent în turnul de absorbție, unde este absorbit de acid sulfuric concentrat. Pe măsură ce are loc saturația, se formează mai întâi acid sulfuric anhidru și apoi oleum. Ulterior, oleum-ul este diluat la 98% acid sulfuric și furnizat consumatorilor.
Formula structurală a acidului sulfuric:
^ Proprietăți fizice
Acidul sulfuric este un lichid uleios greu incolor care cristalizează la +10,4°C, aproape de două ori ( =1,83 g/cm 3) mai greu decât apa, inodor, nevolatil. Extrem de higroscopic. Absoarbe umezeala cu eliberarea unei cantități mari de căldură, astfel încât nu puteți adăuga apă la acidul sulfuric concentrat - acidul se va stropi. De vremuri
Adăugați acid sulfuric în apă în porții mici.
Acidul sulfuric anhidru dizolvă până la 70% din oxidul de sulf (VI). Când este încălzit, se desparte SO 3 până la o soluție cu fracție de masă H2S04 98,3%. H2SO4 anhidru aproape nu conduce curentul electric.
^ Proprietăți chimice
1. Se amestecă cu apă în orice proporție și formează hidrați de diferite compoziții:
H2SO4H2O, H2SO42H2O, H2SO43H2O, H2SO44H2O, H2SO4 6,5H2O
2. Acidul sulfuric concentrat carbonizează substanțele organice - zahăr, hârtie, lemn, fibre, eliminând elementele de apă din acestea:
C 12 H 22 O 11 + H 2 SO 4 = 12 C + H 2 SO 4 11 H 2 O
Carbonul rezultat reacționează parțial cu acidul:
Uscarea gazelor se bazează pe absorbția apei de către acidul sulfuric.
Cum un acid nevolatil puternic H 2 SO 4 înlocuiește alți acizi din sărurile uscate:
NaN03 +H2S04 =NaHS04 +HN03
Cu toate acestea, dacă adăugați H 2 SO 4 la soluții de sare, atunci deplasarea acizilor nu are loc.
H 2 SO 4 este un acid dibazic puternic: H 2 SO 4 H + +HSO - 4 HSO - 4 H + +SO 2- 4
Are toate proprietățile acizilor tari nevolatili.
Acidul sulfuric diluat se caracterizează prin toate proprietățile acizilor neoxidanți. Și anume: interacționează cu metalele care se află în seria electrochimică a tensiunilor metalice până la hidrogen:
Interacțiunea cu metalele are loc datorită reducerii ionilor de hidrogen.
6. Acidul sulfuric concentrat este un agent oxidant puternic. Când este încălzit, oxidează majoritatea metalelor, inclusiv cele din seria de tensiune electrochimică după hidrogen. În funcție de activitatea metalului, produsele de reducere pot fi S -2, S° și S +4.
La rece, acidul sulfuric concentrat nu interacționează cu metale puternice, cum ar fi aluminiul, fierul și cromul. Acest lucru se explică prin pasivarea metalelor. Această caracteristică este utilizată pe scară largă atunci când o transportați în recipiente de fier.
Cu toate acestea, atunci când este încălzit:
Astfel, acidul sulfuric concentrat interacționează cu metalele datorită reducerii atomilor formatori de acid.
Reacția calitativă la ionul sulfat SO 2-4 este formarea unui precipitat cristalin alb de BaSO 4, insolubil în apă și acizi:
SO 2- 4 +Ba +2 BaSO 4
Aplicație
Acidul sulfuric este un produs esențial al industriei chimice de bază implicate în producția de non-
Acizi organici, alcaline, săruri, îngrășăminte minerale și clor.
În ceea ce privește varietatea de aplicații, acidul sulfuric ocupă primul loc printre acizi. Cea mai mare cantitate este folosit pentru a produce îngrășăminte cu fosfor și azot. Fiind nevolatil, acidul sulfuric este folosit pentru a produce alți acizi - clorhidric, fluorhidric, fosforic și acetic.
O mare parte este folosită pentru purificarea produselor petroliere - benzină, kerosen, uleiuri lubrifiante - de impuritățile dăunătoare. În inginerie mecanică, acidul sulfuric este utilizat pentru a curăța suprafața metalică de oxizi înainte de acoperire (nichelare, cromare etc.). Acidul sulfuric este utilizat în producția de explozivi, fibre artificiale, coloranți, materiale plastice și multe altele. Este folosit pentru a umple bateriile.
Sărurile acidului sulfuric sunt importante.
^ Sulfat de sodiu Na 2 SO 4 cristalizează din soluții apoase sub formă de Na 2 SO 4 10H 2 O hidrat, care se numește sare Glauber. Folosit în medicină ca laxativ. Sulfatul de sodiu anhidru este utilizat în producția de sifon și sticlă.
^ Sulfat de amoniu(NH 4) 2 SO 4 - îngrășământ cu azot.
Sulfat de potasiu K 2 SO 4 - îngrășământ cu potasiu.
Sulfat de calciu CaSO 4 se găsește în natură sub formă de ghips mineral CaSO 4 2H 2 O. Când este încălzit la 150 ° C, pierde o parte din apă și se transformă într-un hidrat din compoziția 2CaSO 4 H 2 O, numit gips ars, sau alabastru. Alabastrul, atunci când este amestecat cu apă într-o masă asemănătoare unui aluat, după un timp se întărește din nou, transformându-se în CaSO 4 2H 2 O. Gipsul este utilizat pe scară largă în construcții (gips).
^ Sulfat de magneziu MgSO 4 este conținut în apa de mare, provocând gustul amar. Hidratul cristalin, numit sare amară, este folosit ca laxativ.
Vitriol- denumire tehnică pentru hidrații cristalini ai sulfaților metalici Fe, Cu, Zn, Ni, Co (sărurile deshidratate nu sunt vitriol). Sulfat de cupru CuSO 4 5H 2 O - substanţă toxică albastru. Soluția sa diluată este pulverizată pe plante, iar semințele sunt tratate înainte de însămânțare. Sulfat de fier FeSO 4 7H 2 O este o substanță de culoare verde deschis. Folosit pentru combaterea dăunătorilor plantelor, prepararea cernelurilor, vopselelor minerale etc. Sulfat de zinc ZnSO 4 7H 2 O este utilizat în producția de vopsele minerale, în imprimarea calico și în medicină.
^ 4.5. Esteri ai acidului sulfuric. Tiosulfat de sodiu
Esterii acidului sulfuric includ sulfații de dialchil (RO2)SO2. Acestea sunt lichide cu punct de fierbere ridicat; cele inferioare sunt solubile în apă; în prezenţa alcalinelor formează săruri de alcool şi acid sulfuric. Sulfații de dialchil inferior sunt agenți de alchilare.
Sulfat de dietil(C2H5)2S04. Punct de topire -26°C, punctul de fierbere 210°C, solubil în alcooli, insolubil în apă. Obținut prin reacția acidului sulfuric cu etanol. Este un agent de etilare în sinteza organică. Pătrunde prin piele.
sulfat de dimetil(CH3)2S04. Punct de topire -26,8°C, punctul de fierbere 188,5°C. Solubil în alcooli, slab solubil în apă. Reacționează cu amoniacul în absența unui solvent (exploziv); sulfonează unii compuși aromatici, cum ar fi esterii fenolici. Se obține prin reacția a 60% oleum cu metanol la 150°C. Este un agent de metilare în sinteza organică. Cancerigen, afectează ochii, pielea, organele respiratorii.
^ Tiosulfat de sodiu Na2S2O3
O sare a acidului tiosulfuric în care doi atomi de sulf au stări de oxidare diferite: +6 și -2. Substanță cristalină, foarte solubilă în apă. Este produs sub formă de hidrat cristalin Na 2 S 2 O 3 5H 2 O, numit în mod obișnuit hiposulfit. Se obține prin reacția sulfitului de sodiu cu sulful în timpul fierberii:
Na2S03 +S=Na2S2O3
La fel ca acidul tiosulfuric, este un agent reducător puternic. Este ușor oxidat de clor în acid sulfuric:
Na2S2O3 +4Cl2 +5H2O=2H2SO4 +2NaCl+6HCl
Utilizarea tiosulfatului de sodiu pentru a absorbi clorul (în primele măști de gaz) s-a bazat pe această reacție.
Oxidarea tiosulfatului de sodiu cu agenți oxidanți slabi are loc oarecum diferit. În acest caz, se formează săruri ale acidului tetrationic, de exemplu:
2Na 2 S 2 O 3 +I 2 =Na 2 S 4 O 6 +2NaI
Tiosulfatul de sodiu este un produs secundar în producerea de NaHSO 3, coloranți cu sulf, în timpul epurării gazelor industriale din sulf. Folosit pentru îndepărtarea urmelor de clor după albirea țesăturilor, pentru extragerea argintului din minereuri; Este un fixativ în fotografie, un reactiv în iodometrie, un antidot pentru otrăvirea cu compuși de arsenic și mercur și un agent antiinflamator.
Dioxidul de sulf este un gaz incolor cu miros înțepător. Molecula are o formă unghiulară.
- Punct de topire - -75,46 °C,
- Punct de fierbere - -10,6 °C,
- Densitatea gazului - 2,92655 g/l.
Se lichefiază cu ușurință într-un lichid incolor, foarte mobil, la o temperatură de 25 ° C și o presiune de aproximativ 0,5 MPa.
Pentru formă lichidă densitatea este de 1,4619 g/cm3 (la - 10 °C).
Dioxid de sulf solid - cristale incolore, sistem ortorombic.
Dioxidul de sulf se disociază vizibil doar în jurul a 2800 °C.
Disociarea dioxidului de sulf lichid are loc conform următoarei scheme:
2SO 2 ↔ SO 2+ + SO 3 2-
Model tridimensional al unei molecule
Solubilitatea dioxidului de sulf în apă depinde de temperatură:
- la 0 °C 22,8 g de dioxid de sulf se dizolvă în 100 g de apă,
- la 20 °C - 11,5 g,
- la 90 °C - 2,1 g.
O soluție apoasă de dioxid de sulf este acid sulfuros H2SO3.
Dioxidul de sulf este solubil în etanol, H2SO4, oleum, CH3COOH. Dioxidul de sulf lichid este amestecat în orice raport cu SO 3. CHCl 3, CS 2, dietil eter.
Dioxidul de sulf lichid dizolvă clorurile. Iodurile metalice și tiocianați nu se dizolvă.
Sărurile dizolvate în dioxid de sulf lichid se disociază.
Dioxidul de sulf poate fi redus la sulf și oxidat la compuși de sulf hexavalenți.
Dioxidul de sulf este toxic. La o concentrație de 0,03-0,05 mg/l, irită mucoasele, organele respiratorii și ochii.
Principala metodă industrială de producere a dioxidului de sulf este din pirita de sulf FeS2 prin arderea acestuia și prelucrarea ulterioară cu H2SO4 slab rece.
În plus, dioxidul de sulf poate fi produs prin arderea sulfului și, de asemenea, ca produs secundar al prăjirii minereurilor de sulfură de cupru și zinc.
Sulful sulfurat este disponibil pentru plante numai după transformarea în formă de sulfat. Majoritatea sulfului este prezent în sol ca compuși organici, nu este absorbit de plante. Abia după mineralizarea substanțelor organice și tranziția sulfului la forma de sulfat, sulful organic devine disponibil plantelor.
Industria chimică nu produce îngrășăminte cu bază substanta activa dioxid de sulf. Cu toate acestea, se găsește ca impuritate în multe îngrășăminte. Acestea includ fosfogips, superfosfat simplu, sulfat de amoniu, sulfat de potasiu, magnezie de potasiu, gips, cenușă de șisturi bituminoase, gunoi de grajd, turbă și multe altele.
Absorbția dioxidului de sulf de către plante
Sulful intră în plante prin rădăcini sub formă SO 4 2- şi frunzele sub formă de dioxid de sulf. În același timp, absorbția sulfului din atmosferă asigură până la 80% din nevoile plantelor pentru acest element. În acest sens, în apropierea centrelor industriale, unde atmosfera este bogată în dioxid de sulf, plantele sunt bine aprovizionate cu sulf. În zonele îndepărtate, cantitatea de dioxid de sulf din precipitații și din atmosferă este mult redusă, iar nutriția plantelor cu sulf depinde de prezența acestuia în sol.