Оксид серы как пишется

У этого термина существуют и другие значения, см. Оксид серы.

Оксид серы(IV)
Общие
Систематическое наименование	Оксид серы (IV)
Химическая формула	SO2
Физические свойства
Состояние (ст. усл.)	бесцветный газ
Отн. молек. масса	64.054 а. е. м.
Молярная масса	64.054 г/моль
Плотность	0,002927 г/см³
Термические свойства
Температура плавления	−75,5 °C
Температура кипения	−10,01 °C
Химические свойства
Растворимость в воде	11,5 г/100 мл
Классификация
Рег. номер CAS	[7446-09-5]

Окси́д се́ры (IV) (диокси́д се́ры, се́рнистый газ, се́рнистый ангидри́д) — SO₂. В нормальных условиях представляет собой бесцветный газ с характерным резким запахом (запах загорающейся спички). Под давлением сжижается при комнатной температуре. Растворяется в воде с образованием нестойкой се́рнистой кислоты; растворимость 11,5 г/100 г воды при 20 °C, снижается с ростом температуры. Растворяется также в этаноле, се́рной кислоте. SO₂ — один из основных компонентов вулканических газов.

Получение

Промышленный способ получения — сжигание серы или обжиг сульфидов, в основном — пирита:

В лабораторных условиях SO₂ получают воздействием сильных кислот на сульфиты и гидросульфиты. Образующаяся сернистая кислота H₂SO₃ сразу разлагается на SO₂ и H₂O:

Также диоксид серы можно получить действием концентрированной серной кислоты на малоактивные металлы при нагревании:

Химические свойства

Относится к кислотным оксидам. Растворяется в воде с образованием сернистой кислоты (при обычных условиях реакция обратима):

Со щелочами образует сульфиты:

Химическая активность SO₂ весьма велика. Наиболее ярко выражены восстановительные свойства SO₂, степень окисления серы в таких реакциях повышается:

Последняя реакция является качественной реакцией на сульфит-ион SO₃²⁻ и на SO₂ (обесцвечивание фиолетового раствора).

В присутствии сильных восстановителей SO₂ способен проявлять окислительные свойства. Например, для извлечения серы из отходящих газов металлургической промышленности используют восстановление SO₂ оксидом углерода(II):

Или для получения фосфорноватистой кислоты:

Применение

Большая часть оксида серы (IV) используется для производства серной кислоты. Используется также в слабоалкогольных напитках (вина средней ценовой категории) в качестве консерванта (пищевая добавка E220). Так как этот газ убивает микроорганизмы, им окуривают овощехранилища и склады. Оксид серы (IV) используется для отбеливания соломы, шелка и шерсти, то есть материалов, которые нельзя отбеливать хлором. Применяется он также и в качестве растворителя в лабораториях. При таковом его применении следует помнить о возможном содержании в SO₂ примесей в виде SO₃, H₂O, и как следствие присутствия воды H₂SO₄ и H₂SO₃. Их удаляют пропусканием через растворитель концентрированной H₂SO₄; это лучше делать под вакуумом или в другой закрытой аппаратуре^[1]. Оксид серы (IV) применяется также для получения различных солей сернистой кислоты.

Физиологическое действие

SO₂ очень токсичен. Симптомы при отравлении сернистым газом — насморк, кашель, охриплость, сильное першение в горле и своеобразный привкус. При вдыхании сернистого газа более высокой концентрации — удушье, расстройство речи, затруднение глотания, рвота, возможен острый отёк лёгких.

При кратковременном вдыхании оказывает сильное раздражающее действие, вызывает кашель и першение в горле.

• ПДК(предельно допустимая концентрация):
  • в атмосферном воздухе максимально-разовая — 0,5 мг/м³, среднесуточная — 0,05 мг/м³;
  • в помещении (рабочая зона) — 10 мг/м³

Интересно, что чувствительность по отношению к SO₂ весьма различна у отдельных людей, животных и растений. Так, среди растений наиболее устойчивы по отношению к сернистому газу берёза и дуб, наименее — роза, сосна и ель.

Воздействие на атмосферу

Из-за образования в больших количествах в качестве отходов диоксид серы является одним из основных газов, загрязняющих атмосферу.

Наибольшую опасность представляет собой загрязнение соединениями серы, которые выбрасываются в атмосферу при сжигании угольного топлива, нефти и природного газа, а также при выплавке металлов и производстве серной кислоты.

Антропогенное загрязнение серой в два раза превосходит природное^{[источник не указан 62 дня]}. Серный ангидрид образуется при постепенном окислении сернистого ангидрида кислородом воздуха с участием света. Конечным продуктом реакции является аэрозоль серной кислоты в воздухе, раствор в дождевой воде (в облаках). Выпадая с осадками, она подкисляет почву, обостряет заболевания дыхательных путей, скрыто угнетающе воздействует на здоровье человека. Выпадение аэрозоля серной кислоты из дымовых факелов химических предприятий чаще отмечается при низкой облачности и высокой влажности воздуха. Растения около таких предприятий обычно бывают густо усеяны мелкими некротическими пятнами, образовавшимися в местах оседания капель серной кислоты, что доказывает присутствие ее в окружающей среде в существенных количествах. Пирометаллургические предприятия цветной и чёрной металлургии, а также ТЭЦ ежегодно выбрасывают в атмосферу десятки миллионов тонн серного ангидрида.

Наибольших концентраций сернистый газ достигает в северном полушарии, особенно над территорией США, Европы, Китая, европейской части России и Украины. В южном полушарии содержание его значительно ниже.

Примечания

Литература

• Ахметов Н. С. «Общая и неорганическая химия» М.: Высшая школа, 2001
• Карапетьянц М. Х., Дракин С. И. «Общая и неорганическая химия» М.: Химия 1994

Окси́ды се́ры, окси́ды се́ры — сера образует несколько оксидов (бинарных соединений с кислородом), из которых наибольшей устойчивостью и значением отличаются два высших: диоксид серы и триоксид серы. Вместе с тем, и низшие оксиды представляют серьёзный интерес, в том числе, и научный:

Оксиды серы[править]

• Оксид серы(I) или закись серы, формула S₂О — бесцветный газ, неустойчивый при нормальных условиях.
• Оксид серы(II) или моноокись серы, формула SО — бесцветный газ, радикал, крайне неустойчивый при нормальных условиях.
• Оксид серы(IV), диоксид серы, сернистый газ или сернистый ангидрид, формула SO₂ — бесцветный газ с резким характерным запахом.
• Оксид серы(VI), триоксид серы, серный ангидрид или серный газ, формула SO₃ — высший оксид серы, летучая жидкость с удушливым запахом.

Оксиды серы в разных версиях[править]

…продуктами этой давно известной реакции является не только SO2 (сернистый газ) и Н2O, но в весьма значительных количествах появляется и такой «экзотический» продукт, как SO. В первых стадиях реакции SO появляется в очень большом количестве, достигая 7% от исходного вещества и до 40% от превращенного к этому моменту H2S, и лишь в конечных стадиях SO исчезает, переходя в SO2.[1]

Низший окисел серы получается при пропускании слабого <электрического> разряда в SO2, а также другими способами. Долгое время считали его соединением <с формулой> SO, однако газообразный продукт такого состава представляет собой эквимольную смесь S2O и SO2. Чрезвычайно реакционноспособный бирадикал SO можно обнаружить, однако, как промежуточный продукт в реакциях, а (SO)2 также обнаруживается при помощи масс-спектрометра.[2]:II:397

— Коттон Ф., Уилкинсон Дж. «Современная неорганическая химия» (том второй), 1961

	Сера с кислородом образует несколько оксидов: S2O2, S2O3, SO2, SO3, S2O7, SO4 и большое число кислородных кислот. Оксиды — S2O7 и SO4 — являются её пероксидными соединениями. Наибольшее значение имеют SO2 и SO3. Остальные оксиды неустойчивы и образуются в особых условиях.[4]:266
	— Сергей Оленин, Герман Фадеев, «Неорганическая химия», 1978

Источники[править]

См. также[править]

• Олеум
• Сера
• Серная кислота
• Сернистая кислота
• Купоросное масло
• Сероводород
• Кислотный дождь
• Серный дождь

Справочник содержит названия веществ и описания химических формул (в т.ч. структурные формулы и скелетные формулы).

---

Общее число найденных записей: 298.
Показано записей: 20.

Сероводород

Получение
сероводорода

• Получение из простых веществ:

S + Н₂ = H₂S

• Взаимодействие минеральных кислот и сульфидов металлов, расположенных в ряду напряжений левее железа:

FeS + 2HCI = H₂S↑ + FeCl₂

• Действие концентрированной H₂SO₄ (без избытка) на щелочные и щелочно-земельные металлы:

5H₂SO_4(конц.) + 8Na = H₂S↑ + 4Na₂SO₄ + 4H₂О

• Гидролиз некоторых сульфидов:

AI₂S₃ + 6Н₂О = 3H₂S↑ + 2Аl(ОН)₃↓

• Нагревание парафина с серой:

C₄₀H₈₂
+ 41S = 41Н₂S+40С

Видео Получение и обнаружение сероводорода

Физические
свойства и строение сероводорода

Сероводород H₂S – это бинарное летучее водородное соединение соединение с серой. H₂S
— бесцветный ядовитый газ, с неприятным удушливым
запахом тухлых яиц. При концентрации > 3 г/м³ вызывает смертельное отравление.

Сероводород тяжелее воздуха и легко конденсируется в бесцветную жидкость. Растворимость в воде H₂S при обычной температуре составляет 2,5.

В твердом состоянии имеет молекулярную кристаллическую решетку.

Геометрическая форма молекулы сероводорода представляет собой сцепленные между собой атомы H-S-H с валентным углом 92,1^о.

Качественная реакция для обнаружения сероводорода

Для
обнаружения анионов S^2- и сероводорода используют
реакцию газообразного H₂S с Pb(NO₃)₂:

H₂S + Pb(NO₃)₂ = 2HNO₃ + PbS↓ черный
осадок.

Влажная бумага, смоченная в растворе Pb(NO₃)₂ чернеет в присутствии H₂S из-за получения черного осадка PbS.

Химические свойства серы

H₂S является сильным восстановителем

При взаимодействии H₂S с окислителями образуются различные вещества — S, SО₂, H₂SO₄

• Окисление кислородом воздуха:

2H₂S + 3О₂(_{избыток}) = 2SО₂↑ + 2Н₂О

2H₂S + О₂(_{недостаток}) = 2S↓ + 2Н₂О

• Окисление галогенами:

H₂S + Br₂ = S↓ + 2НВr

H₂S + Cl₂ → 2HCl + S↓

H₂S + 4Cl₂ + 4H₂O → H₂SO₄ + 8HCl

• Взаимодействие с кислотами-окислителями:

3H₂S + 8HNО_3(разб.) = 3H₂SO₄ + 8NO + 4Н₂О

H₂S + 8HNО_3(конц.) = H₂SO₄ + 8NО₂↑ + 4Н₂О

H₂S + H₂SO_4(конц.) = S↓ + SО₂↑ + 2Н₂О

• Взаимодействие со сложными окислителями:

5H₂S + 2KMnO₄ + 3H₂SO₄ = 5S↓ + 2MnSO₄ + K₂SO₄ + 8Н₂О

5H₂S + 6KMnO₄ + 9H₂SO₄ = 5SО₂ + 6MnSO₄ + 3K₂SO₄ + 14Н₂О

H₂S + 2FeCl₃ = S↓ + 2FeCl₂ + 2HCl

2H₂S + SO₂ = 2H₂O + 3S

3H₂S + K₂Cr₂O₇ + 4H₂SO₄ → 3S + Cr₂(SO₄)₃ + K₂SO₄ + 7H₂O

• Сероводородная кислота H₂S двухосновная кислота и диссоциирует по двум ступеням:

1-я ступень:
H₂S → Н⁺ + HS^—

2-я ступень:
HS^— → Н⁺ + S^2-

H₂S очень слабая
кислота, несмотря на это имеет характерные для кислот химические свойства. Взаимодействует:

• с активными металлами

H₂S + Mg = Н₂↑ + MgS

• с малоактивными металлами (Аg, Си, Нg) при совместном присутствии окислителей:

2H₂S + 4Аg + O₂ = 2Ag₂S↓ + 2Н₂O

• с основными оксидами:

H₂S + ВаО = BaS + Н₂O

• со щелочами:

H₂S + NaOH(_{недостаток}) = NaHS + Н₂O

H₂S + 2NaOH(_{избыток})  → Na₂S + 2H₂O

• с аммиаком:

H₂S + 2NH₃(_{избыток}) = (NH₄)₂S

• с некоторыми солями сильных кислот, если образующийся сульфид металла нерастворим в воде и в сильных кислотах:

CuSO₄ + H₂S = CuS↓ + H₂SO₄

H₂S + Pb(NO₃)₂ → PbS↓ + 2HNO₃

Реакция
с нитратом свинца в растворе – это качественная реакция
на сероводород и сульфид-ионы.

Видео Взаимодействие сероводорода с нитратом свинца

Сульфиды

Получение сульфидов

• Непосредственно из простых веществ:

S + Fe → FeS

S + Mg → MgS

S + Ca → CaS

• Взаимодействие H₂S с растворами щелочей:

H₂S + 2NaOH = 2H₂O + Na₂S

H₂S + NaOH = H₂O + NaHS

• Взаимодействие H₂S или (NH₄)₂S с растворами солей:

H₂S + CuSO₄ = CuS↓ + H₂SO₄

H₂S + 2AgNO₃ = Ag2S↓ + 2HNO₃

Pb(NO₃)₂ + Н₂S →  PbS↓ + 2НNO₃

ZnSO₄ + Na₂S → ZnS↓ + Na₂SO₄

• Восстановление сульфатов при прокаливании с углем:

Na₂SO₄ + 4С = Na₂S + 4СО

Физические свойства сульфидов

Сульфиды – это бинарные соединения серы с элементами с меньшей электроотрицательностью, в том числе с некоторыми неметаллами (С, Si, Р, As и др.).

По растворимости
в воде и кислотах сульфиды классифицируют
на:

• растворимые в воде —  сульфиды щелочных металлов и аммония;

• нерастворимые в воде, но растворимые в минеральных кислотах — сульфиды металлов, расположенных до железа в ряду активности (белые и цветные сульфиды ZnS, MnS, FeS, CdS);

• нерастворимые ни в воде, ни в минеральных кислотах — черные сульфиды (CuS, HgS, PbS, Ag₂S, NiS, CoS)

• гидролизуемые водой — сульфиды трехвалентных металлов (алюминия и хрома (III))

По цвету сульфиды можно разделить на:

• Чёрные – HgS, Ag₂S, PbS, CuS, FeS,
  NiS;
• Коричневые – SnS, Bi₂S₃;
• Оранжевые – Sb₂S₃, Sb₂S₅;
• Жёлтые – As₂S₃, As₂S₅,
  SnS₂, CdS;
• Розовые — MnS
• Белые – ZnS, Al₂S₃, BaS,
  CaS;

Химические свойства сульфидов

Обратимый гидролиз сульфидов

• Хорошо растворимыми в воде являются сульфиды щелочных металлов и аммония, но в водных растворах они в значительной степени подвергаются гидролизу. Реакция среды — сильнощелочная:

K₂S + H₂O ⇄ KHS + KOH

S^2- + H₂O → HS^— + ОН^—

• Сульфиды щелочно-земельных металлов и Mg, при взаимодействии с водой подвергаются полному гидролизу и переходят в растворимые кислые соли — гидросульфиды:

2CaS + 2НОН
= Ca(HS)₂ + Са(ОН)₂

При нагревании растворов сульфидов гидролиз протекает и по 2-й ступени:

HS^— + H₂O → H₂S↑ + ОН^—

Необратимый
гидролиз сульфидов

• Сульфиды некоторых металлов (Cr₂S₃, Fe₂S_3, Al₂S₃) подвергаются необратимому гидролизу, полностью разлагаясь в водных растворах:

Al₂S₃ + 6H₂O = 3H₂S↑ + 2AI(OH)_3↓

Нерастворимые
сульфиды гидролизу не подвергаются

NiS + HСl ≠

• Некоторые из сульфидов растворяются в сильных кислотах:

FeS + 2HCI =
FeCl₂ + H₂S↑

ZnS + 2HCI =
ZnCl₂ + H₂S↑

CuS + 8HNO₃ → CuSO₄ + 8NO₂ + 4H₂O

CuS + 4H₂SO_{4(конц. гор.)} → CuSO₄ + 4SO₂ + 4H₂O

MnS + 3HNO₃ = MnSO₄ + 8NO₂ + 4H₂O

• Сульфиды Ag₂S, HgS, Hg₂S, PbS, CuS не pacтворяются не только в воде, но и во многих кислотах.

• Сульфиды обладают восстановительными свойствами и вступают в реакции с окислителями:

PbS + 4H₂O₂ → PbSO₄ + 4H₂O

СuS + Cl₂ → CuCl₂ + S

• Окислительный обжиг сульфидов является
  важной стадией переработки сульфидного сырья в различных производствах

2ZnS + 3O₂ = 2ZnO + 2SO₂

4FeS₂ + 11O₂ = 2Fe₂O₃ + 8SO₂↑

2CuS + 3O₂ → 2CuO + 2SO₂

2Cr₂S₃ + 9O₂ → 2Cr₂O₃ + 6SO₂

Взаимодействия
сульфидов с растворимыми солями свинца, серебра, меди являются качественными на ион S²⁻:

Na₂S + Pb(NO₃)₂ → PbS↓ + 2NaNO₃

Na₂S + 2AgNO₃ → Ag₂S↓ + 2NaNO₃

Na₂S + Cu(NO₃)₂ → CuS↓ + 2NaNO₃

Оксид серы
(IV), диоксид серы, сернистый газ, сернистый ангидрид (SO₂)

Способы получения сернистого газа

• Окисление серы, сероводорода и сульфидов кислородом воздуха:

S + O₂ → SO₂

2H₂S + 3O₂ → 2SO₂ + 2H₂O

2CuS + 3O₂ → 2SO₂ + 2CuO

• Действие высокой температуры на сульфиты (термическое разложение):

CaSO₃ = СаО + SO₂↑

• Действие сильных кислот на сульфиты:

Na₂SO₃ + 2HCl = SO₂ + Н₂O + 2NaCI

• Взаимодействие концентрированной H₂SO₄ с восстановителями, например с неактивными металлами:

2H₂SO₄ + Сu = SO₂↑ + CuSO₄ + 2Н₂O

Физические
свойства сернистого газа

При обычной температуре SO₂ — газ с резким запахом без цвета. В воде растворим хорошо — при 20°С в 1 л воды растворяется 40 л SO₂.

Химические свойства сернистого газа

SO₂ – типичный кислотный оксид. За счет того, что сера находится в промежуточной степени окисления (+4) SO₂ может проявлять свойства как окислителя так и восстановителя.

• При растворении в воде SO₂ частично соединяется с молекулами воды с образованием слабой сернистой кислоты.

SO₂ + H₂O ↔ H₂SO₃

• Как
  кислотный оксид, SO₂ вступает
  в реакции с щелочами и оксидами щелочных и щелочноземельных металлов:

SO₂ + СаО = CaSO₃

SO₂ + Na₂O → Na₂SO₃

SO₂ + NaOH = NaHSO₃

SO₂ + 2NaOH = Н₂O + Na₂SO₃

• При взаимодействии с окислителями SO₂ проявляет восстановительные свойства. При этом степень окисления серы повышается:

2SO₂ + O₂ ↔ 2SO₃

SO₂ + Br₂ + 2H₂O → H₂SO₄ + 2HBr

SO₂ + 2HNO₃ → H₂SO₄ + 2NO₂

SO₂ + O₃ → SO₃ + O₂

SO₂ + PbO₂ → PbSO₄

5SO₂ + 2H₂O + 2KMnO₄ → 2H₂SO₄ + 2MnSO₄ + K₂SO₄

Обесцвечивание раствора перманганата калия KMnO₄  является качественной реакцией для обнаружения сернистого газа и сульфит-иона

• SO₂ проявляет окислительные свойства при взаимодействии с сильными восстановителями, восстанавливаясь чаще всего до свободной серы:

SO₂ + 2Н₂S → 3S↓ + 2H₂O

SO₂ + 2CO → S↓ +2СО₂

SO₂ + С → S↓ + СO₂

Оксид серы (VI), триоксид серы, серный ангидрид (SO₃)

Способы получения серного ангидрида

• SO₃ можно получить из SO₂ путем каталитического окисления последнего кислородом:

2SO₂ + O₂ ↔ 2SO₃

• Окислением SO₂ другими окислителями:

SO₂ + O₃ → SO₃ + O₂

SO₂ + NO₂ → SO₃ + NO

• Разложением сульфата железа (III):

Fe₂(SO₄)₃ → Fe₂O₃ + 3SO₃

Физические
свойства серного ангидрида

При обычных условиях SO₃ представляет собой бесцветную жидкость с характерным резким
запахом. На воздухе SO₃ «дымит» и сильно
поглощает влагу.

SO₃ – тяжелее
воздуха, хорошо растворим в воде.

SO₃ ядовит!

Химические свойства серного
ангидрида

Оксид серы (VI) – это кислотный оксид.

• Хорошо поглощает влагу и реагирует с водой образуя серную кислоту:

SO₃ + H₂O → H₂SO₄

• Как
  кислотный оксид, SO₃ взаимодействует с щелочами и
  основными оксидами, образуются средние или кислые соли:

SO₃ + 2NaOH_{(избыток)} → Na₂SO₄ + H₂O

SO₃ + NaOH_{(избыток)} → NaHSO₄

SO₃ + MgO → MgSO₄ (при сплавлении):

SO3 + ZnO = ZnSO4

• SO₃ проявляет
  сильные окислительные свойства, так
  как сера в находится в максимальной степени окисления (+6).

Вступает в реакции с восстановителями:

SO₃ + 2KI → I₂ + K₂SO₃

3SO₃ + H₂S → 4SO₂ + H₂O

5SO₃ + 2P → P₂O₅ + 5SO₂

• При растворении в концентрированной
  серной кислоте образует олеум (раствор
  SO₃ в H₂SO₄).

Сернистая кислота (H₂SO₃)

Способы
получения сернистой кислоты

При растворении в воде SO₂ образует слабую сернистую кислоту, которая сразу частично разлагается:

SO₂ + H₂O ↔ H₂SO₃

Физические
свойства сернистой кислоты

Сернистая кислота H₂SO₃ – двухосновная кислородсодержащая кислота. При обычных условиях неустойчива.

Валентность серы
в сернистой кислоте равна IV, а степень окисления
+4.

Химические свойства сернистой кислоты

Общие свойства
кислот

• Сернистая кислота – слабая кислота, диссоциирует в две стадии. Образует два типа солей:
• кислые – гидросульфиты

H₂SO₃ ↔ HSO₃^— + H⁺

• средние – сульфиты

HSO₃^—↔ SO₃^2- + H⁺

• Сернистая кислота самопроизвольно распадается на SO₂ и H₂O:

H₂SO₃ ↔ SO₂ + H₂O

Соли сернистой кислоты, сульфиты и гидросульфиты

Способы
получения сульфитов

Соли сернистой кислоты получаются при взаимодействии SO₂ с щелочами и оксидами щелочных и щелочноземельных металлов:

SO₂ + СаО = CaSO₃

SO₂ + Na₂O → Na₂SO₃

SO₂ + NaOH = NaHSO₃

SO₂ + 2NaOH = Н₂O + Na₂SO₃

Физические
свойства сульфитов

Сульфиты
щелочных металлов и аммония растворимы в воде, сульфиты остальных металлов — нерастворимы
или не существуют.

Гидросульфиты
металлов хорошо растворимы в Н₂O, а некоторые из
них, такие как Ca(HSO₃)₂ существуют
только в растворе.

Химические свойства сульфитов

Cернистая кислота – двухосновная, образует нормальные (средние) соли — сульфиты Me_x(SO₃)_y и кислые соли — гидросульфиты Me(HSO₃)_x.

• Водные растворы сульфитов подвергаются гидролизу. Реакция среды – щелочная (окрашивают лакмус в синий цвет):

SO₃^— + Н₂O = HSO₃^— + ОН^—

Na₂SO₃ + Н₂O = NaHSO₃ + NaOH

Реакции, протекающие без изменения степени окисления:

• Реакция с сильными кислотами:

Na₂SO₃ + 2HCl = 2NaCl +
SO₂↑ + Н₂O

NaHSO₃ + HCl = NaCl + SO₂↑ + Н₂O

• Термическое разложение сульфитов:

CaSO₃ = СаО + SO₂↑

• Нормальные сульфиты в водных растворах, при избытке SO₂, переходят в гидросульфиты:

CaSO₃ + SO₂ + Н₂O = Ca(HSO₃)₂

• Ионно-обменные реакции с другими солями, протекающие с образованием нерастворимых сульфитов:

Na₂SO₃ + ZnCl₂ = ZnSO₃↓ + 2NaCl

Окислительно-восстановительные реакции

Сульфиты, также как и SO₂, могут быть как восстановителями, так и окислителями, т.к. атомы серы в анионах находятся в промежуточной степени окисления +4

• Окисление водных растворов сульфитов, и гидросульфитов до сульфатов:

Na₂SO₃ + Вr₂ + Н₂O = Na₂SO₄ + 2НВr

5K₂SO₃ + 2КМnO₄ + 3H₂SO₄ = 6K₂SO₄ + 2MnSO₄ + 3Н₂O

Na₂SO₃ + HNO₃ = 2NaNO₃ + SO₂ + H₂O

• Твердые сульфиты при хранении на воздухе также медленно окисляются до сульфатов:

2Na₂SO₃ + O₂ = 2Na₂SO₄

• При нагревании сухих сульфитов с активными восстановителями (С, Mg, Al, Zn) сульфиты превращаются в сульфиды:

Na₂SO₃ + ЗС = Na₂S + ЗСО

• При нагревании сухих сульфитов до высоких температур сульфиты диспропорционируют, превращаются в смесь сульфатов и сульфидов:

4K₂SO₃ = 3K₂SO₄ + K₂S

Серная кислота (H₂SO₄)

Способы
получения серной кислоты

В промышленности серную кислоту производят из серы, сульфидов
металлов, сероводорода и др.

Наиболее часто серную кислоту получают из пирита FeS₂.

Основные стадии получения серной кислоты включают:

1.Обжиг пирита в кислороде в печи для обжига с получением сернистого газа:

4FeS₂ +
11O₂ → 2Fe₂O₃ +
8SO₂ + Q

2. Очистка полученного сернистого газа от примесей в циклоне, электрофильтре.

3. Осушка сернистого газа в сушильной башне

4. Нагрев очищенного газа в теплообменнике.

5. Окисление сернистого газа в серный ангидрид в контактном аппарате:

2SO₂ + O₂ ↔ 2SO₃ + Q

6. Поглощение серного ангидрида серной кислотой в поглотительной башне – получение олеума.

Физические
свойства, строение серной кислоты

При обычных условиях серная кислота – тяжелая бесцветная маслянистая жидкость, хорошо растворимая в воде. Максимальная плотность равна 1,84 г/мл

При растворении серной кислоты в воде выделяется большое количество теплоты. Поэтому, по правилам безопасности в лаборатории при приготовлении разбавленного раствора серной кислоты во избежание разбрызгивания необходимо наливать серную кислоту в воду тонкой струйкой по стеклянной палочке при постоянном перемешивании. Но не наоборот! 

Валентность серы в серной кислоте равна VI.

Качественные
реакции для обнаружения серной кислоты и сульфат ионов

Для обнаружения сульфат-ионов используют реакцию с растворимыми солями бария. В результате взаимодействия, образуется белый кристаллический осадок сульфата бария:

BaCl₂ + Na₂SO₄ → BaSO₄↓ + 2NaCl

Видео Взаимодействие хлорида бария и сульфата натрия в растворе (качественная реакция на сульфат-ион).

Химические свойства серной кислоты

Серная кислота — сильная двухосновная кислота, образует два типа солей: средние – сульфаты, кислые – гидросульфаты.

• Серная кислота практически полностью диссоциирует в разбавленном в растворе по первой ступени и достаточно по второй ступени:

H₂SO₄ ⇄ H⁺ + HSO₄^–

HSO₄^– ⇄ H⁺ + SO₄^2–

Характерны все свойства кислот:

• Реагирует с основными оксидами, основаниями, амфотерными оксидами, амфотерными гидроксидами и аммиаком:

H₂SO₄ + MgO → MgSO₄ + H₂O

H₂SO₄ + КОН → KHSО₄ + H₂O

H₂SO₄ + 2КОН → К₂SО₄ + 2H₂O

3H₂SO₄ + 2Al(OH)₃ → Al₂(SO₄)₃ + 6H₂O

H₂SO₄ + NH₃ → NH₄HSO₄

• Вытесняет более слабые кислоты из их солей в растворе (карбонаты, сульфиды и др.) и летучие кислоты из их солей (кроме солей HBr и HI):

Н₂SO₄ + 2NaHCO₃ → Na₂SO₄ + CO₂ + H₂O

H₂SO₄ + Na₂SiO₃ → Na₂SO₄ + H₂SiO₃

• Концентрированная серная кислота реагирует с твердыми солями, например нитратом натрия, хлорида натрия.

NaNO_3(тв.) + H₂SO₄ → NaHSO₄ + HNO₃

NaCl_(тв.) + H₂SO₄ → NaHSO₄ + HCl

• Вступает в обменные реакции с солями:

H₂SO₄ + BaCl₂ → BaSO₄ + 2HCl

• Взаимодействует с металлами:

Разбавленная серная кислота взаимодействует с металлами, расположенными в ряду напряжения металлов до водорода. В результате реакции образуются соль и водород:

H₂SO_4(разб.) + Fe → FeSO₄ + H₂

H₂SO₄ + Zn = ZnSO₄
+ H₂

Концентрированная серная кислота — сильный окислитель. Реакция с металлами протекает без вытеснения водорода из кислоты. В зависимости от активности металла образуются различные продукты реакции:

• Активные металлы и цинк при обычной температуре с концентрированной серной кислотой образуют соль, сероводород (или серу) и воду:

H₂SO₄ + Na = Na₂SO₄ + Н₂S↑ + H2O

5H₂SO_4(конц.) + 4Zn → 4ZnSO₄ + H₂S↑ + 4H₂O

• Металлы средней активности с концентрированной H₂SO₄ образуют соль, серу и воду:

4H₂SO₄ + 3Mg → 3MgSO₄ + S + 4H₂O

• Такие металлы, как железо Fe,
  алюминий Al, хром Cr пассивируются концентрированной
  серной кислотой на холоде. При нагревании,
  при удалении оксидной пленки реакция возможна.

6H₂SO_4(конц.) + 2Fe → Fe₂(SO₄)₃ + 3SO₂ + 6H₂O

6H₂SO_4(конц.) + 2Al → Al₂ (SO₄)₃ + Н₂S↑ + 6H₂O

• Неактивные металлы восстанавливают концентрированную серную кислоту до сернистого газа:

2H₂SO_4(конц.) + Cu → CuSO₄ + SO₂ ↑ + 2H₂O

2H₂SO_4(конц.) + Hg → HgSO₄ + SO₂ ↑ + 2H₂O

2H₂SO_4(конц.) + 2Ag → Ag₂SO₄ + SO₂↑+ 2H₂O

• В реакциях с неметаллами концентрированная серная кислота также проявляет окислительные свойства:

5H₂SO_4(конц.) + 2P → 2H₃PO₄ + 5SO₂↑ + 2H₂O

2H₂SO_4(конц.) + С → СО₂↑ + 2SO₂↑ + 2H₂O

2H₂SO_4(конц.) + S → 3SO₂ ↑ + 2H₂O

3H₂SO_4(конц.) + 2KBr → Br₂↓ + SO₂↑ + 2KHSO₄ + 2H₂O

5H₂SO_4(конц.) + 8KI → 4I₂↓ + H₂S↑ + K₂SO₄ + 4H₂O

H₂SO_4(конц.) + 3H₂S → 4S↓ + 4H₂O (комнатная температура)

H₂SO_4(конц.) + H₂S = S↓ + SО₂↑ + 2Н₂О (при нагревании)

H₂SO_4(конц.) + 2HBr = Br₂ + SO₂ + 2H₂O

• Концентрированная серная кислота широко используется в химических процессах как водоотнимающий агент, т.к. проявляет сильное водоотнимающее действие. В органической химии ее используют при получении спиртов, простых и сложных эфиров, альдегидов и т.д.

Соли серной кислоты, сульфаты, гидросульфаты

Способы
получения солей серной кислоты

Сульфаты можно получить при взаимодействии серной кислоты с металлами,
оксидами, гидроксидами (см. Химические свойства серной кислоты). А также при
взаимодействии с другими солями, если продуктом реакции является нерастворимое
соединение.

Физические
свойства солей серной кислоты

Кристаллы разного цвета. Многие средние и кислые сульфаты растворимы
в воде. Плохо растворяются или не растворяются в воде сульфаты многозарядных
щёлочноземельных металлов (BaSO₄, RaSO₄), сульфаты лёгких
щёлочноземельных металлов (CaSO₄, SrSO₄) и сульфат свинца.

Средние сульфаты щелочных металлов термически устойчивы. Кислые
сульфаты щелочных металлов при нагревании разлагаются.

Многие средние сульфаты образуют устойчивые кристаллогидраты:

Na₂SO₄ ∙ 10H₂O − глауберова
соль

CaSO₄ ∙ 2H₂O − гипс

2CaSO₄ xH₂O –
алебастр

CuSO₄ ∙ 5H₂O − медный купорос

FeSO₄ ∙ 7H₂O − железный купорос

ZnSO₄ ∙ 7H₂O − цинковый купорос

Na₂CO₃ ∙ 10H₂O −
кристаллическая сода

KАl(SO4)₂ x 12H₂O
– алюмокалиевые квасцы.

Химические свойства солей серной кислоты

Разложение сульфатов на различные классы соединений в зависимости от металла, входящего в состав соли.

• Сульфаты щелочных металлов плавятся без разложения.

• Кислые сульфаты щелочных металлов разлагаются с отщеплением воды:

2KHSO₄ → K₂S₂O₇
+ H₂O↑.

• Сульфаты металлов средней активности разлагаются на соответствующие оксиды:

ZnSO₄
= ZnO + SO₃

FeSO₄
= 2Fe₂O₃ + 4SO₂ + O₂

2CuSO₄ → 2CuO + SO₂ + O₂ (SO₃)

2Al₂(SO₄)₃ → 2Al₂O₃ + 6SO₂ + 3O₂

2Cr₂(SO₄)₃ → 2Cr₂O₃ + 6SO₂ + 3O₂

• Сульфаты тяжёлых или малоактивных металлов разлагаются с образованием металла и кислорода:

HgSO₄ = Hg + SO₂ + O₂

• Некоторые сульфаты проявляют окислительные свойства и вступают в реакции с простыми веществами:

CaSO₄ +
C = CaO + SO₂ + CO

BaSO₄ +
4C = BaS + 4CO

Оксид серы (IV) –  это кислотный оксид. Бесцветный газ с резким запахом, хорошо растворимый в воде.

Cпособы получения оксида серы (IV)

1. Сжигание серы на воздухе:

S    +   O₂  →  SO₂

2. Горение сульфидов и сероводорода:

2H₂S   +   3O₂  →   2SO₂   +   2H₂O

2CuS   +   3O₂  →   2SO₂   +   2CuO

3. Взаимодействие сульфитов с более сильными кислотами:

Например, сульфит натрия взаимодействует с серной кислотой:

Na₂SO₃    +   H₂SO₄    →  Na₂SO₄   +   SO₂    +   H₂O

4. Обработка концентрированной серной кислотой неактивных металлов.

Например, взаимодействие меди с концентрированной серной кислотой:

Cu    +   2H₂SO₄   →   CuSO₄   +   SO₂   +   2H₂O

Химические свойства оксида серы (IV)

Оксид серы (IV) – это типичный кислотный оксид. За счет серы в степени окисления +4 проявляет свойства окислителя и восстановителя.

1. Как кислотный оксид, сернистый газ реагирует с щелочами и оксидами щелочных и щелочноземельных металлов.

Например, оксид серы (IV) реагирует с гидроксидом натрия. При этом образуется либо кислая соль (при избытке сернистого газа), либо средняя соль (при избытке щелочи):

SO₂   +   2NaOH_(изб)   →   Na₂SO₃   +   H₂O

SO_2(изб)   +   NaOH  → NaHSO₃

Еще пример: оксид серы (IV) реагирует с основным оксидом натрия:

SO₂  +  Na₂O   →  Na₂SO₃ 

2. При взаимодействии с водой SO₂ образует сернистую кислоту. Реакция обратимая, т.к. сернистая кислота в водном растворе в значительной степени распадается на оксид и воду.

SO₂  +   H₂O   ↔  H₂SO₃  

3. Наиболее ярко выражены восстановительные свойства SO₂. При взаимодействии с окислителями степень окисления серы повышается.

Например, оксид серы окисляется кислородом на катализаторе в жестких условиях. Реакция также сильно обратимая:

2SO₂    +   O₂    ↔  2SO₃

Сернистый ангидрид обесцвечивает бромную воду:

SO₂   +   Br₂  +   2H₂O   →  H₂SO₄  +  2HBr

Азотная кислота очень легко окисляет сернистый газ:

SO₂   +   2HNO₃   →  H₂SO₄   +   2NO₂

Озон также окисляет оксид серы (IV):

SO₂    +   O₃  →   SO₃  +  O₂

Качественная реакция на сернистый газ и на сульфит-ион – обесцвечивание раствора перманганата калия:

5SO₂   +   2H₂O   +   2KMnO₄  → 2H₂SO₄   +   2MnSO₄   +   K₂SO₄    

Оксид свинца (IV) также окисляет сернистый газ:

SO₂   +   PbO₂  → PbSO₄

4. В присутствии сильных восстановителей SO₂  способен проявлять окислительные свойства.

Например, при взаимодействии с сероводородом сернистый газ восстанавливается до молекулярной серы:

SO₂    +   2Н₂S    →    3S  +  2H₂O

Оксид серы (IV) окисляет угарный газ и углерод:

SO₂    +   2CO    →   2СО₂    +    S 

SO₂    +   С  →   S   +  СO₂