VIa grup. Sulf - proprietăți chimice, preparat, compuși. Grupa VIa Oxid de sulf 4 agent oxidant sau reducător

Oxidul de sulf(IV) are proprietăți acide, care se manifestă prin reacții cu substanțe care prezintă proprietăți de bază. Proprietățile acide apar atunci când interacționează cu apa. Aceasta produce o soluție de acid sulfuros:

Gradul de oxidare al sulfului în dioxid de sulf gazos (+4) determină proprietățile reducătoare și oxidante ale dioxidului de sulf gazos:

Este posibil ca aceste enzime să nu fie complet inactivate în timpul procesării sucului, deoarece conținutul ridicat de celuloză care se găsește în general în sucurile de fructe tropicale face dificilă inactivarea termică a acestor enzime. Adaosul de sulfit previne distrugerea acidului ascorbic in timpul procesarii si depozitarii produsului, evitand oxidarea cauzata de enzimele acid ascorbic oxidaza 13.

Controlul rumenirii neenzimatice. Sucurile de fructe au caracteristici specifice de culoare, aromă și aromă. Aceste caracteristici tind să fie modificate în timpul procesării și depozitării, ducând la degradarea globală a produsului. Cele mai importante trei mecanisme de întunecare neenzimatică din sucurile de fructe sunt: 1 - reacția Maillard, care are loc între zaharurile reducătoare și grupările γ-amino ale aminoacizilor, peptidelor și proteinelor, având ca rezultat formarea melanoidinelor; 2 - oxidarea acidului ascorbic la furfural și acid alfa-ketogulonic, care formează pigmenți maro închis în prezența compușilor de azot; în plus față de generarea de polimerizare simplă, s-au format pigmenți maro deschis de furfur; 3 - caramelizarea zaharurilor, care are loc sub acțiunea acizilor asupra zaharurilor, ceea ce duce la formarea hidroximetilfurfuralului, care polimerizează formarea de melanoidine, pigmenți bruni 47.

vo-tel: S+4 – 2e => S+6

ok-tel: S+4 + 4e => S0

Proprietățile reducătoare se manifestă în reacții cu agenți oxidanți puternici: oxigen, halogeni, acid azotic, permanganat de potasiu și altele. De exemplu:

2SO2 + O2 = 2SO3

S+4 – 2e => S+6 2

O20 + 4e => 2O-2 1

Cu agenți reducători puternici, gazul prezintă proprietăți oxidante. De exemplu, dacă amesteci dioxid de sulfși hidrogen sulfurat, ele interacționează la conditii normale:

Reacțiile de întunecare neenzimatice duc la distrugerea nutrienților precum aminoacizii esențiali și acidul ascorbic, reduc digestibilitatea proteinelor, inhibă acțiunea enzimelor digestive și interferează cu absorbția mineralelor prin promovarea complexării ionilor metalici. Produși mutageni potențial toxici pot fi formați din cauza reacției Maillard 19.

În general, rumenirea neenzimatică poate fi inhibată sau controlată în diverse moduri folosind temperaturi scăzute depozitare prin îndepărtarea oxigenului din ambalaj și utilizarea inhibitorilor chimici precum sulfiții 47. Dioxidul de sulf este probabil cea mai eficientă rumenire neenzimatică din alimente 10.

2H2S + SO2 = 3S + 2H2O

S-2 – 2e => S0 2

S+4 + 4e => S0 1

Acidul sulfuros există numai în soluție. Este instabil și se descompune în dioxid de sulf și apă. Acidul sulfuros nu este un acid puternic. Este un acid de putere medie și se disociază treptat. Când se adaugă alcalii la acidul sulfuros, se formează săruri. Acidul sulfuros produce două serii de săruri: mediu - sulfiți și acid - hidrosulfiți.

Mecanismul chimic prin care dioxidul de sulf inhibă rumenirea neenzimatică nu este pe deplin înțeles și se crede că este o reacție a bisulfitului cu grupările carbonil active ale moleculelor de zahăr și vitamina C 10. Sulfitul interacționează cu diverse componente prezente în alimente, inclusiv: reducerea zaharuri, aldehide, cetone, proteine și antociani 53 și sulfit în formă aferentă este redus în alimentele acide. Amploarea reacției depinde de pH, temperatură, concentrația de sulfiți și componentele reactive prezente în produs.

Oxid de sulf(VI).

Trioxidul de sulf prezintă proprietăți acide. Reacționează violent cu apa și eliberează număr mare căldură. Această reacție este folosită pentru a obține cel mai important produs industria chimică– acid sulfuric.

SO3 + H2O = H2SO4

Deoarece sulful din trioxidul de sulf are cel mai înalt grad oxidare, apoi oxidul de sulf(VI) prezintă proprietăți oxidante. De exemplu, oxidează halogenuri, nemetale cu electronegativitate scăzută:

Unul dintre principiile care guvernează utilizarea aditivilor alimentari este siguranța acestora, dar este imposibil să se determine dovada absolută a toxicității lor la toți oamenii. Testele toxicologice se referă la efectele fiziologice la animalele de experiment în raport cu o anumită rată de ingestie.

Acest grup a concluzionat că sulfiții nu sunt teratogene, mutageni sau cancerigeni la animalele de laborator. De asemenea, nu au găsit date semnificative toxicologice sau metabolice 54. Sulfiții erau populari în rândul proprietarilor de restaurante pentru utilizarea în salate, deoarece conțineau fructe și legume proaspete proaspete, dar utilizarea lor a fost interzisă după ce unii oameni s-au simțit periculoase. reactii alergice. În consecință, în multe produse, doar o mică parte din sulfitul adăugat rămâne în formă liberă în produsul final 18.

2SO3 + C = 2SO2 + CO2

S+6 + 2e => S+4 2

C0 – 4e => C+4 2

Acidul sulfuric reacţionează trei tipuri: acido-bazic, schimb ionic, redox. De asemenea, interacționează activ cu substanțele organice.

Reacții acido-bazice

Acidul sulfuric prezintă proprietăți acide în reacțiile cu baze și oxizi bazici. Aceste reacții sunt cel mai bine efectuate cu acid sulfuric diluat. Din moment ce acid sulfuric este dibazic, poate forma atat saruri medii (sulfati), cat si acide (sulfati hidrogenati).

Biotransformarea sulfitului constă în oxidarea acestuia la sulfat prin acțiunea enzimei sulfit oxidază situată în mitocondriile prezente în țesuturi, în principal inimă, ficat și rinichi. În corpul uman, această enzimă transformă și aminoacizii sulfuri în sulfiți. Acest proces metabolic normal controlează excesul acestor aminoacizi prin oxidarea lor la sulfați, care sunt ușor eliminați. La toate speciile studiate, cea mai mare parte din sulfitul consumat este excretat rapid sub formă de sulfat, care poate reacționa cu proteinele pentru a forma un complex proteină-tiosulfonat care poate fi reținut în organism.

Reacții de schimb ionic

Acidul sulfuric se caracterizează prin reacții de schimb ionic. În același timp, interacționează cu soluțiile sărate, formând un precipitat, un acid slab sau eliberând gaz. Aceste reacții apar într-un ritm mai rapid dacă luați 45% sau chiar mai mult acid sulfuric diluat. Degajarea gazelor are loc în reacții cu sărurile acizilor instabili, care se descompun formând gaze (carbonice, dioxid de sulf, hidrogen sulfurat) sau formând acizi volatili precum acidul clorhidric.

Persoanele astmatice și cu deficit de sulfit oxidază tolerează până la o anumită cantitate de sulfit fără a fi sensibile. Există o altă enzimă nespecifică care oxidează, de asemenea, sulfitul în sulfat, xantin oxidaza 21. Conform lui Taylor 19, singurul efect negativ asociat cu sensibilitatea la sulfiți este astmul, deși doar un mic procent dintre astmatici sunt sensibili la sulfiți.

Un aditiv alimentar este orice aditiv adăugat în mod intenționat unui aliment, fără scop nutrițional, cu scopul de a modifica caracteristicile fizice, chimice, biologice sau senzoriale în timpul producției, manipulării, pregătirii, procesării, ambalării, depozitării, transportului sau manipulării alimentelor 59. Cu toate acestea, conceptul de supliment alimentar variază foarte mult de la țară la țară. O singură substanță poate fi utilizată ca aditiv într-o țară și interzisă în alte 60.

Reacții redox

Acidul sulfuric își manifestă proprietățile cel mai clar în reacțiile redox, deoarece sulful din compoziția sa are cea mai mare stare de oxidare de +6. Proprietățile oxidante ale acidului sulfuric pot fi detectate într-o reacție, de exemplu, cu cuprul.

Există două elemente oxidante într-o moleculă de acid sulfuric: un atom de sulf cu CO. +6 și ionii de hidrogen H+. Cuprul nu poate fi oxidat de hidrogen la starea de oxidare +1, dar sulful poate. Acesta este motivul oxidării unui metal inactiv precum cuprul de către acid sulfuric.

În Brazilia, aditivii sunt clasificați în 23 de clase funcționale, printre care se numără conservanții, care sunt definiți ca substanțe care previn sau întârzie schimbările în alimente cauzate de microorganisme sau enzime. Dioxidul de sulf și derivații săi sunt clasificați ca conservatori 59.

Cu toate acestea, în cazul specific al sucului de caju, este necesar să se folosească mai mult niveluri înalte dioxid de sulf decât alte sucuri de fructe pentru a evita întunecarea și pierderea aromei, a gustului și a valorii nutritive. Conservarea sucurilor de fructe tropicale prin adăugarea de dioxid de sulf urmată de tratament termic este metoda cea mai utilizată în industriile de prelucrare deoarece acest aditiv s-a dovedit eficient în controlul microorganismelor și a rumenirii enzimatice și neenzimatice, ceea ce a contribuit în mare măsură la menținerea calității sucurilor procesate. pentru o perioadă mai lungă de timp.

În soluțiile diluate de acid sulfuric, agentul de oxidare este predominant ionul de hidrogen H+. În soluțiile concentrate, în special în cele fierbinți, în starea de oxidare +6 predomină proprietățile oxidante ale sulfului.

Ai nevoie de ajutor cu studiile tale?

Subiect anterior: Proprietăți chimice oxigen și sulf: reacții cu metale și nemetale
Următorul subiect: Proprietățile substanțelor complexe care conțin azot: oxizi de azot

Sunt cunoscute mai multe modificări alotropice ale sulfului - sulf rombic, monoclinic și plastic. Cea mai stabilă modificare este sulful rombic, toate celelalte modificări se transformă spontan în el după un timp.

În plus, acest aditiv este considerat sigur din punct de vedere toxicologic, cu condiția să nu depășească limitele permise de legislația braziliană. Câștigători de băuturi: utilizarea aminoacizilor și a peptidelor în alimentatie sportiva. Alimente funcționale: abordarea japoneză.

Alimentația modernă în sănătate și boală. a 8-a ed. Asociația de prelucrare a fructelor tropicale. Raport export suc de fructe. Anuarul agriculturii braziliene. Aditivi alimentari sulfiți: a interzice sau nu? Revizuirea sulfiților din alimente: metodologie analitică și rezultate publicate.

Sulful își poate dona electronii atunci când interacționează cu agenți oxidanți mai puternici:

În aceste reacții, sulful este agentul reducător.

Trebuie subliniat că oxidul de sulf (VI) se poate forma numai în prezența sau hipertensiune arterială(vezi mai jos).

Când interacționează cu metalele, sulful prezintă proprietăți oxidante:

Microbiologia sucurilor, celulozei și produselor acide. Interacțiunile aditivilor alimentari și aditivii care implică dioxid de sulf, acizi ascorbic și azoți - o revizuire. Aditivi alimentari antimicrobieni: Caracteristici efecte de utilizare. a 2-a ed. Rumenirea produselor: control cu sulfiți, antioxidanți și alte mijloace.

Conservarea chimică a alimentelor. Factorii care influențează moartea drojdiei prin dioxidul de sulf. Conservanți chimici în produsele alimentare. Chimia alimentelor: mecanisme și teorie. Aditivi pentru produse alimentare sub aspect toxicologic. a 2-a ed. Dezinfectie, sterilizare si conservare.

Sulful reacționează cu majoritatea metalelor atunci când este încălzit, dar în reacția cu mercurul interacțiunea are loc deja la temperatura camerei.

Această circumstanță este folosită în laboratoare pentru a îndepărta mercurul vărsat, ai cărui vapori sunt o otravă puternică.

Benzoat de sodiu și acid benzoic. New York: Marcel Dekker; Cu. 11. Acid benzoic conservator și acid sorbic. Utilizarea actuală și viitoare a antimicrobienelor tradiționale. Aspecte bromatologice și toxicologice ale benzoinei și conservanților sorbici.

Enzime și pigmenți: influență și modificări în timpul procesării. Ghid pentru industrializarea fructelor. Biochimia fructelor tropicale. Câteva aspecte tehnologice ale fructelor tropicale și ale produselor lor. Comportarea polifenoloxidazelor în produsele alimentare. Compuși fenolici și polifenol oxidază în relație cu prăjirea în struguri și vinuri.

Hidrogen sulfurat, acid hidrosulfurat, sulfuri.

Când sulful este încălzit cu hidrogen, are loc o reacție reversibilă

cu un randament foarte mic de hidrogen sulfurat. Preparat de obicei prin acțiunea acizilor diluați asupra sulfurilor:

Hidrogenul sulfurat este un gaz incolor cu miros ouă putrezite, otrăvitoare. Un volum de apă în condiții normale dizolvă 3 volume de hidrogen sulfurat.

Fizice și metode chimice, folosit pentru controlul rumenirii enzimatice a legumelor. Reacții enzimatice prăjirea în mere și produse din mere. Polifenol oxidază și peroxidază în fructe și legume. Mecanismul de inhibare al sulfitului a rumenirii indus de polifenol oxidaza.

Efectul dioxidului de sulf asupra sistemelor de enzime oxidante din țesuturile plantelor. Polifenooxidaze în plante. Studiu cinetic al inhibării ireversibile a unei enzime de către un inhibitor care devine instabil prin cataliza enzimatică. Biochimia fructelor și influența lor asupra procesării. Prelucrarea fructelor: nutriție, produse și managementul calității. a 2-a ed.

Hidrogenul sulfurat este un agent reducător tipic. Arde în oxigen (vezi mai sus). O soluție de hidrogen sulfurat în apă este un acid hidrosulfurat foarte slab, care se disociază treptat și în principal în prima etapă:

Acidul de hidrogen sulfurat, ca și hidrogenul sulfurat, este un agent reducător tipic.

Controlul sanitar al produselor alimentare. a 2-a ed. Conservanti: metode alternative combate bacteriile. Agenții toxici intră direct în alimente. Sao Paulo: Varela; r. 61. Chimia alimentelor: teorie și practică. 1-a ed. Federația Societăților Americane pentru Biologie Experimentală.

Siguranța alimentară și tehnologia alimentară. Nutriție: concepte și controverse. a 8-a ed. Etichetarea alimentelor: declarația agenților de sulfonare. Evaluarea conținutului de dioxid de sulf și a calității microbiologice a conservelor de ciuperci. Chimia agenților de sulfonare din alimente.

Acidul de hidrogen sulfurat este oxidat nu numai de agenți oxidanți puternici, cum ar fi clorul,

dar și cele mai slabe, de exemplu acidul sulfuros

sau ioni ferici:

Acidul hidrogen sulfurat poate reacționa cu baze, oxizi bazici sau săruri, formând două serii de săruri: mediu - sulfuri, acid - hidrosulfuri.

Decretul nr. 540 al Ministerului Sănătăţii. Aproba Reglementare tehnica: Aditivi alimentari - definitii, clasificare si angajare. Legislația aditivilor alimentari. Rezoluția nr. 04 Consiliul National sănătate. Rezoluția 12 a Agenției Naționale de Supraveghere Sanitară.

De asemenea, alchimistul persan Al-Razi este creditat cu primele descrieri ale acestei substanțe. Alte îmbunătățiri aduse acestui proces de către chimistul francez Gay-Lussac și chimistul britanic John Glover au îmbunătățit concentrația acidului rezultat. Istoria acidului sulfuric este discutată mai detaliat în articolul nostru.

Majoritatea sulfurilor (cu excepția sulfurilor metalelor alcaline și alcalino-pământoase, precum și a sulfurei de amoniu) sunt slab solubile în apă. Sulfurile, ca săruri ale unui acid foarte slab, sunt supuse hidrolizei.

Oxid de sulf (IV). Acid sulfuros.

SO2 se formează când sulful este ars în oxigen sau când sulfurile sunt prăjite; este un gaz incolor cu miros înțepător, foarte solubil în apă (40 volume într-un volum de apă la 20 ° C).

Geologie, climatologie și astrofizică

Istoria obținerii celor mai utile chimicale. Acidul sulfuric se formează în mod natural datorită emisiilor de la vulcani, care produc dioxid de sulf, care se oxidează în atmosferă și apoi reacţionează cu umiditatea aerului. De asemenea, se formează în bule în corpurile de apă în apropierea activității vulcanice și a lacurilor formate în interiorul craterelor vulcanice.

De asemenea, se formează împreună cu acidul clorhidric și, prin urmare, cu acidul clorhidric atunci când lava vulcanică intră în contact cu apa de mare. Nori de vapori care conțin acid sulfuric. Este posibil ca acești hidrați să apară în stratosfera Pământului și pot oferi locuri pentru condensarea norilor de gheață de mare altitudine care pot afecta în mod semnificativ clima Pământului, în special după erupțiile vulcanice când cantități mari de sulf sunt depuse în atmosfera de deasupra. În special, zona studiată gheață pură hemi-hexahidrat de acid sulfuric, inclusiv studii detaliate ale acidului sulfuric octahidrat.

Oxidul de sulf (IV) este o anhidridă a acidului sulfuros, prin urmare, atunci când este dizolvat în apă, are loc o reacție parțială cu apa și se formează un acid sulfuros slab:

care este instabil, se descompune ușor din nou în. Într-o soluție apoasă de dioxid de sulf, există simultan următoarele echilibre.

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;

Na 2 SO 3 + SO 2 = 2NaHSO 3.

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.

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 (acesta dă când se descompune în cameră). 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 o cantitate mare de căldură, așa că trebuie turnat cu grijă în apă (și nu invers!) iar soluția trebuie amestecată.

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 - 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

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 în diverse 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 (CaSO4 este ușor solubil, PbSO4 este și mai puțin solubil și BaSO4 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

Sulful este situat în grupa VIa Tabel periodic elemente chimice DI. Mendeleev.
Nivelul de energie exterior al sulfului conține 6 electroni, care au 3s 2 3p 4. În compușii cu metale și hidrogen, sulful prezintă o stare de oxidare negativă a elementelor -2, în compușii cu oxigen și alte nemetale active - pozitive +2, +4, +6. Sulful este un nemetal tipic, în funcție de tipul de transformare, poate fi un agent oxidant și un agent reducător.

Găsind sulf în natură

Sulful se găsește în stare liberă (nativă) și în formă legată.

Cei mai importanți compuși naturali ai sulfului:

FeS 2 - pirita de fier sau pirita,

ZnS - blendă de zinc sau sfalerit (wurtzit),

PbS - luciu de plumb sau galena,

HgS - cinabru,

Sb 2 S 3 - stibnit.

În plus, sulful este prezent în petrol, cărbune natural, gazele naturale, V ape naturale(sub formă de ion sulfat și provoacă duritate „permanentă”. apă dulce). Vital element important pentru organismele superioare, componentă multe proteine sunt concentrate în păr.

Modificări alotropice ale sulfului

alotropie este capacitatea aceluiași element de a exista în forme moleculare diferite (moleculele conțin cantități diferite atomi ai aceluiași element, de exemplu, O 2 și O 3, S 2 și S 8, P 2 și P 4 etc.).

Sulful se distinge prin capacitatea sa de a forma lanțuri stabile și cicluri de atomi. Cele mai stabile sunt S8, care formează sulf ortorombic și monoclinic. Acesta este sulful cristalin - o substanță galbenă fragilă.

Lanțurile deschise au sulf plastic, o substanță maro, care se obține prin răcirea bruscă a sulfului topit (sulful plastic devine casant după câteva ore, capătă galbenși se transformă treptat într-o formă rombică).

1) rombic - S 8

t°pl. = 113°C; r = 2,07 g/cm3

Cea mai stabilă modificare.

2) monoclinic - ace galben închis

t°pl. = 119°C; r = 1,96 g/cm3

Stabil la temperaturi peste 96°C; in conditii normale se transforma in rombic.

3) plastic - masă (amorfă) asemănătoare cauciucului maro

Instabil, la întărire se transformă într-un rombic

Obținerea sulfului

Metoda industrială este topirea minereului cu abur.
Oxidarea incompletă a hidrogenului sulfurat (cu lipsă de oxigen):

2H2S + O2 → 2S + 2H2O

Reacția lui Wackenroeder:

2H2S + SO2 → 3S + 2H2O

Proprietățile chimice ale sulfului

Proprietățile oxidative ale sulfului
(S 0 + 2ē→ S -2 )

1) Sulful reacționează cu substanțele alcaline fără încălzire:

S + O 2 – t° → S +4O2

2S + 3O 2 – t °; pt → 2S +6 O 3

4) (cu excepția iodului):

S+Cl2 → S +2CI2

S + 3F 2 → SF 6

Cu substanțe complexe:

5) cu acizi - agenți oxidanți:

S + 2H2SO4 (conc) → 3S +4O2 + 2H2O

S + 6HNO 3 (conc) → H2S +6O4 + 6NO2 + 2H2O

Reacții de disproporționare:

6) 3S 0 + 6KOH → K 2 S +4 O 3 + 2K 2 S -2 + 3H 2 O

7) sulful se dizolvă într-o soluție concentrată de sulfit de sodiu:

S 0 + Na 2 S + 4 O 3 → Na 2 S 2 O 3 tiosulfat de sodiu

Gradul de oxidare al sulfului în dioxid de sulf gazos (+4) determină proprietățile reducătoare și oxidante ale dioxidului de sulf gazos:

vo-tel: S+4 – 2e => S+6

ok-tel: S+4 + 4e => S0

Proprietățile reducătoare se manifestă în reacții cu agenți oxidanți puternici: oxigen, halogeni, acid azotic, permanganat de potasiu și altele. De exemplu:

2SO2 + O2 = 2SO3

S+4 – 2e => S+6 2

O20 + 4e => 2O-2 1

Cu agenți reducători puternici, gazul prezintă proprietăți oxidante. De exemplu, dacă amestecați dioxid de sulf și hidrogen sulfurat, acestea interacționează în condiții normale:

2H2S + SO2 = 3S + 2H2O

S-2 – 2e => S0 2

S+4 + 4e => S0 1

Oxid de sulf(VI).

Trioxidul de sulf prezintă proprietăți acide. Reacționează violent cu apa, eliberând o cantitate mare de căldură. Această reacție este folosită pentru a produce cel mai important produs al industriei chimice - acidul sulfuric.

SO3 + H2O = H2SO4

Deoarece sulful din trioxidul de sulf are cea mai mare stare de oxidare, oxidul de sulf(VI) prezintă proprietăți oxidante. De exemplu, oxidează halogenuri, nemetale cu electronegativitate scăzută:

2SO3 + C = 2SO2 + CO2

S+6 + 2e => S+4 2

C0 – 4e => C+4 2

Acidul sulfuric suferă trei tipuri de reacții: acido-bazică, schimb de ioni și redox. De asemenea, interacționează activ cu substanțele organice.

Reacții acido-bazice

Acidul sulfuric prezintă proprietăți acide în reacțiile cu baze și oxizi bazici. Aceste reacții sunt cel mai bine efectuate cu acid sulfuric diluat. Deoarece acidul sulfuric este dibazic, poate forma atât săruri intermediare (sulfați), cât și acide (sulfați de hidrogen).

Reacții de schimb ionic

Acidul sulfuric se caracterizează prin reacții de schimb ionic. În același timp, interacționează cu soluțiile sărate, formând un precipitat, un acid slab sau eliberând gaz. Aceste reacții apar într-un ritm mai rapid dacă utilizați 45% sau chiar mai mult acid sulfuric diluat. Degajarea gazelor are loc în reacții cu sărurile acizilor instabili, care se descompun formând gaze (carbonice, dioxid de sulf, hidrogen sulfurat) sau formând acizi volatili precum acidul clorhidric.