Formula hidroxidului de sulf și natura sa. Oxid de sulf. Analiza detaliată a oxidului superior

1) Pentru reacția cu hidroxidul format de un element din grupa 1 (A) - cu o greutate de 4,08 g, sunt necesare 1,46 g de acid clorhidric. Acest element: rubidiu; La

aly; litiu; sodiu;
2) Suma coeficienților din ecuația pentru reacția hidroxidului de sulf superior cu hidroxidul de potasiu este: 4; 6; 5; 8;

1. Hidroxidul de litiu reacţionează cu; 1) hidroxid de calciu 2) acid clorhidric 3) oxid de magneziu 4) bariu 2. cel mai pronunțat

proprietățile nemetalice ale unei substanțe simple:

1) clor 2) sulf 3) siliciu 4) calciu

3.numărul grupului din tabelul periodic este:

1) valența mai mare a atomului 2) numărul de electroni din atom 3) numărul de protoni din nucleu 4) numărul de straturi de electroni

4. Hidroxidul de azot mai mare reacţionează cu:

1) hidroxid de calciu 2) acid clorhidric 3) sulfat de bariu 4) oxid de siliciu

5. Cele mai pronunțate proprietăți metalice ale unei substanțe simple: 1) sodiu 2) magneziu 3) calciu 4) potasiu

Pentru toate reacțiile va fi necesar să se noteze ecuațiile ionice complete și scurte. 1. Potasiu → hidroxid de potasiu → sulfat de potasiu →

sulfat de bariu

2. Fosfor → oxid de fosfor (III) → oxid de fosfor (V) → acid fosforic → fosfat de calciu

3. Zinc → clorură de zinc → hidroxid de zinc → oxid de zinc

4. Sulf → dioxid de sulf → oxid de sulf superior → acid sulfuric → sulfat de aluminiu.

5. Litiu → hidroxid de litiu → clorură de litiu → clorură de argint

6. Azot → oxid azotic (II) → oxid azotic (IV) → acid azotic → azotat de sodiu

7. Sulf → sulfură de calciu → oxid de calciu → carbonat de calciu → dioxid de carbon

8. Dioxid de carbon→ carbonat de sodiu → carbonat de calciu → oxid de calciu

9. Fier → oxid de fier (II) → oxid de fier (III) → sulfat de fier (III)

10. Bariu → oxid de bariu → clorură de bariu → sulfat de bariu

1) Substanța simplă cuprul este menționată în expresia: A) sârma este din cupru B) cuprul face parte din oxid de cupru C) cuprul face parte din malachit D) m

unul este o parte din bronz 2) În perioadele sistemului periodic, cu o creștere a sarcinii nucleelor ​​nu se modifică: A) masa atomului B) numărul de niveluri de energie C) numărul total electroni D) numărul de electroni din nivelul energetic extern 3) Formule ale oxizilor superiori de sulf, azot, clor, respectiv: A) SO3, N2O5, Cl2O7 B) SO2, N2O5, Cl2O7 C) SO3, N2O3, ClO2 D) SO2, NO2, Cl2O5 4) Tip legătură ionică și rețea cristalină are: A) fluorură de sodiu B) apă C) argint D) brom 5) Formule de bază solubilă și hidroxid amfoter, respectiv: A) BaO, Cu(OH)2 B) Ba(OH)2, Al(OH)3 C ) Zn (OH) 2, Ca (OH) 2 D) Fe (OH) 3, KOH 6) Coeficientul din fața formulei oxigenului în reacția de descompunere termică a permanganatului de potasiu: A) 1 B) 2 C) 3 D) 4 oxid de cupru (II) se referă la reacțiile: A) descompunere B) compuși C) substituție D) schimb 8) Cantitatea de căldură degajată în timpul arderii a 2 g de cărbune (ecuația reacției termochimice C + O2 \u003d CO2 + 393 kJ), este egal cu: A) 24 kJ B) 32,75 kJ C) 65,5 kJ D) 393 kJ 9) La temperaturi ridicate, oxigenul reacţionează cu toate substanţele din grupa: A) CuO, H2, Fe B) P , H2, Mg C) Cu, H2, Au D) S, CH4, H2O 10) Reacționează atât cu hidrogenul, cât și cu oxigenul la temperaturi ridicate: A) cupru (II) oxid B) aur C) sulf D) acid azotic 11) Diluat acidul sulfuric poate reacționa cu: A) Mg și Cu (OH) 2 B) CO2 și NaOH C) FeO și H2S D) P și CuCl2 12) Oxidul de sulf (IV) nu reacționează cu: A) O2 B) HCl C) H2O D) NaOH 13) Formulele substanţelor „X” şi „Y” din schema transformărilor CaO x Ca(OH)2 y CaCl2 A) X – H2; Y - HCI B) X - H20; Y - HCI B) X - H2; Y – Cl2 D) X – H2O; Y - Cl2 14) Fracția de masă a sulfului în oxid de sulf (IV) este: a) 20% b) 25% c) 33% d) 50% 15) O soluție care conține 19,6 g de acid sulfuric a fost neutralizată cu un exces de oxid de magneziu. Cantitatea de substanță a sării formate este: a) 0,2 mol b) 2 mol c) 0,1 mol d) 1 mol 16) Numărul de niveluri de energie complet umplute în atomul de sodiu: A) 2 B) 3 C) 4 D ) 5 17 ) Raportul dintre activitatea chimică a elementelor din pereche este corect indicat: A) Li  Na B) Na  K C) Li  K D) Na  Li 18) Proprietăți metalice în seria Li  Na  K  Cs A) crește B) scade C ) nu se modifică D) se modifică periodic 19) Formula electronică a nivelului de energie externă al atomului de brom: A) 2s22p5 B) 3s13p6 C) 4s14p7 D) 4s24p5 20) Atomul are formula electronica 1s22s22p63s23p5: A) iod B) brom C) clor D) fluor 21 ) Proprietatile metalice ale elementelor chimice din seria I  Br  Cl  F A) creste B) scade C) se modifica periodic D) nu se modifica 22) Formula unei substanțe cu o legătură nepolară covalentă: A) SO3 B) Br2 C) H2O D) NaCl 23 ) Rețeaua cristalină a monoxidului de carbon solid (IV): A) ionic B) atomic C) molecular D) metalic 24 ) O substanță cu legătură ionică: A) oxid de sulf (VI) B) clor C) hidrogen sulfurat D) clorură de sodiu 25) O serie de numere 2, 8, 5 corespunde distribuției electronilor peste nivelurile de energie ale atomului : A) aluminiu B) azot C) fosfor D) clor 26) Formula electronică a nivelului de energie externă 2s22p4 corespunde atomului: a) sulf B) carbon C) siliciu D) oxigen 27) Un atom are patru electroni pe nivelul energetic exterior: A) heliu B) beriliu C) carbon D) oxigen

Caracteristica sulfului: 1) Poziția elementului în sistemul periodic D.I Caracteristica sulfului: 1) Poziția elementului în sistemul periodic

D.I. Mendeleev și structura atomilor săi 2) Natura unei substanțe simple (metal, nemetal) 3) Compararea proprietăților unei substanțe simple cu proprietățile substanțe simple, format din elemente învecinate într-un subgrup 4) Compararea proprietăților unei substanțe simple cu proprietățile substanțelor simple formate din elemente adiacente într-o perioadă 5) Compoziția oxidului superior, caracterul său (bazic, acid, amfoter) amfoter hidroxid) 7) compoziția unui compus volatil de hidrogen (pentru nemetale)

lichid incolor Masă molară 80,06 g/mol Densitate 1,92 g/cm³ Proprietati termice T. se topesc. 16,83°C T. kip. 44,9°C Entalpia de formare -395,8 kJ/mol Clasificare Reg. numar CAS Siguranță LD 50 510 mg/kg Toxicitate Datele se bazează pe condiții standard (25 °C, 100 kPa), dacă nu este menționat altfel.

Oxid de sulf (VI) (anhidrida sulfurica, trioxid de sulf, gaz sulfuric) SO 3 - cel mai mare oxid de sulf. În condiții normale, un lichid foarte volatil, incolor, cu miros sufocant. La temperaturi sub 16,9 ° C, se solidifică cu formarea unui amestec de diferite modificări cristaline de SO3 solid.

Chitanță

Poate fi obținut prin descompunerea termică a sulfaților:

$\backslash mathsf(Fe\_2(SO\_4)\_3\; \backslash xrightarrow(^ot)\; Fe\_2O\_3\; +\; 3SO\_3)$

sau interacțiunea SO 2 cu ozonul:

$\backslash mathsf(SO\_2\; +\; O\_3\; \backslash rightarrow\; SO\_3\; +\; O\_2)$

Pentru oxidarea SO 2 se mai folosește NO 2:

$\backslash mathsf(SO\_2\; +\; NO\_2\; \backslash rightarrow\; SO\_3\; +\; NU)$

Această reacție stă la baza primei metode istorice, azotată, pentru producerea acidului sulfuric.

Proprietăți fizice

Oxid de sulf (VI) - în condiții normale, un lichid foarte volatil, incolor, cu miros sufocant.

Moleculele de SO 3 din faza gazoasă au o structură trigonală plată cu simetrie D 3h (unghi OSO = 120°, d(S-O) = 141 pm). La trecerea la starea lichidă și cristalină, se formează un trimer ciclic și lanțuri în zig-zag. Tip legătură chimicăîntr-o moleculă: o legătură chimică polară covalentă.

SO3 solid există în forme α-, β-, γ- și δ-, cu puncte de topire de 16,8, 32,5, 62,3 și, respectiv, 95 ° C și diferă prin forma cristalelor și gradul de polimerizare a SO 3. Forma α a SO 3 constă în principal din molecule trimerice. Alte forme cristaline ale anhidridei sulfurice constau din lanțuri în zig-zag: izolate la β-SO3, conectate în rețele plate la γ-SO3 sau în structuri tridimensionale la δ-SO3. Când sunt răciți, vaporii formează mai întâi o formă α incoloră, asemănătoare gheții, instabilă, care trece treptat în prezența umidității într-o formă β stabilă - cristale albe „mătăsoase”, asemănătoare azbestului. Trecerea inversă a formei β la forma α este posibilă numai prin starea gazoasă a SO 3 . Ambele modificări „fumă” în aer (se formează picături de H2SO4) datorită higroscopicității ridicate a SO3. Tranziția reciprocă la alte modificări se desfășoară foarte lent. Varietatea formelor de trioxid de sulf este asociată cu capacitatea moleculelor de SO3 de a polimeriza datorită formării legăturilor donor-acceptor. Structurile polimerice ale SO 3 se transformă cu ușurință unele în altele, iar SO 3 solid constă de obicei dintr-un amestec de diferite forme, al cărui conținut relativ depinde de condițiile de obținere a anhidridei sulfurice.

Proprietăți chimice

$\backslash mathsf(2KOH\; +\; SO\_3\; \backslash rightarrow\; K\_2SO\_4\; +\; H\_2O)$

si oxizi:

$\backslash mathsf(CaO\; +\; SO\_3\; \backslash rightarrow\; CaSO\_4)$

SO 3 se caracterizează prin proprietăți oxidante puternice, de obicei reduse la dioxid de sulf:

$\backslash mathsf(5SO\_3\; +\; 2P\; \backslash rightarrow\; P\_2O\_5\; +\; 5SO\_2)$ $\backslash mathsf(3SO\_3\; +\; H\_2S\; \backslash rightarrow\; 4SO\_2\; +\; H\_2O)$ $\backslash mathsf(2SO\_3\; +\; 2KI\; \backslash rightarrow\; SO\_2\; +\; I\_2\; +\; K\_2SO\_4)$

Atunci când interacționează cu clorura de hidrogen, se formează acid clorosulfonic:

$\backslash mathsf(SO\_3\; +\; HCl\; \backslash rightarrow\; HSO\_3Cl)$

De asemenea, reacţionează cu clorură de sulf şi clor pentru a forma clorură de tionil:

$\backslash mathsf(SO\_3\; +\; Cl\_2\; +\; 2SCl\_2\; \backslash rightarrow\; 3SOCl\_2)$

Aplicație

Anhidrida sulfuric este utilizată în principal în producerea acidului sulfuric.

Anhidrida sulfurică este, de asemenea, eliberată în aer atunci când sunt arse granule de sulf, care sunt utilizate la dezinfecția spațiilor. La contactul cu suprafețele umede, anhidrida sulfuric se transformă în acid sulfuric, care distruge deja ciupercile și alte organisme dăunătoare.

Scrieți o recenzie la articolul „Oxid de sulf(VI)”

Literatură

• Akhmetov N. S. „General și Chimie anorganică» M.: facultate, 2001
• Karapetyants M. Kh., Drakin S. I. „Chimie generală și anorganică” M.: Chimie 1994

Un extras care caracterizează oxidul de sulf (VI)

Natasha se înroși. - Nu vreau să mă căsătoresc cu nimeni. Îi voi spune același lucru când îl voi vedea.
- Așa! spuse Rostov.
„Ei bine, da, totul este o prostie”, a continuat Natasha să discute. - Și de ce este bun Denisov? ea a intrebat.
- Bun.
- Ei bine, la revedere, îmbracă-te. Este înfricoșător, Denisov?
- De ce este înfricoșător? întrebă Nicholas. - Nu. Vaska este drăguță.
- Îi spui Vaska - ciudat. Și că el este foarte bun?
- Foarte bun.
„Ei bine, vino și bea niște ceai.” Împreună.
Și Natasha s-a ridicat în vârful picioarelor și a ieșit din cameră așa cum fac dansatorii, dar zâmbind așa cum zâmbesc fetele fericite de 15 ani. După ce a întâlnit-o pe Sonya în sufragerie, Rostov a roșit. Nu știa cum să se comporte cu ea. Ieri s-au sărutat în primul moment al bucuriei întâlnirii, dar astăzi au simțit că este imposibil să facă asta; a simțit că toată lumea, atât mama cât și surorile, îl priveau întrebător și se așteptau de la el cum se va purta cu ea. I-a sărutat mâna și a numit-o tu - Sonya. Dar ochii lor, întâlnindu-se, și-au spus „voi” unul altuia și s-au sărutat cu tandrețe. Cu privirea i-a cerut iertare pentru faptul că la ambasada Natasha a îndrăznit să-i amintească de promisiunea lui și i-a mulțumit pentru dragostea lui. I-a mulțumit din ochi pentru oferta de libertate și a spus că într-un fel sau altul, nu va înceta niciodată să o iubească, pentru că era imposibil să nu o iubești.
„Ce ciudat, totuși,” spuse Vera, alegând un moment general de tăcere, „că Sonya și Nikolenka s-au întâlnit acum ca niște străine. - Remarca Verei a fost exactă, ca toate remarcile ei; dar, ca majoritatea replicilor ei, toată lumea s-a stânjenit și nu numai Sonya, Nikolai și Natasha, ci și bătrâna contesă, care se temea de această dragoste a fiului ei pentru Sonya, care l-ar putea lipsi de o petrecere strălucitoare, s-au înroșit și ei. ca o fată. Denisov, spre surprinderea lui Rostov, într-o uniformă nouă, pomată și parfumată, apăru în sufragerie la fel de dandy ca în lupte și atât de amabil cu doamnele și domnișoarele, pe care Rostov nu se aștepta să-l vadă.

Întors la Moscova din armată, Nikolai Rostov a fost adoptat de familia sa ca cel mai bun fiu, erou și iubit Nikolushka; rudele - ca un tânăr dulce, plăcut și respectuos; cunoștințe - ca un frumos locotenent de husar, un dansator inteligent și unul dintre cei mai buni miri din Moscova.
Rostovii cunoșteau toată Moscova; bătrânul conte a avut destui bani anul acesta, pentru că toate moșiile au fost reipotecate și, prin urmare, Nikolushka, având propriul lui trot și cei mai la modă pantaloni, speciali pe care nimeni altcineva din Moscova nu avea, și cizme, cele mai la modă, cu majoritatea șosete ascuțite și pinteni argintii s-au distrat de minune. Rostov, întorcându-se acasă, a experimentat o senzație plăcută după o anumită perioadă de timp încercând pe el însuși vechile condiții de viață. I se părea că s-a maturizat și a crescut foarte mult. Deznădejde pentru un examen care nu era în concordanță cu legea lui Dumnezeu, împrumut de bani de la Gavrila pentru un taxi, sărutări secrete cu Sonya, își amintea toate acestea ca despre copilărie, de care acum era nemăsurat de departe. Acum este locotenent de husar în pelerină de argint, cu soldatul George, pregătându-și trotul pentru alergare, alături de vânători cunoscuți, în vârstă, respectabili. Are o doamnă cunoscută pe bulevard, la care merge seara. A condus mazurca la balul de la Arkharovs, a vorbit despre război cu feldmareșalul Kamensky, a vizitat un club englez și a fost la tine cu un colonel în vârstă de patruzeci de ani, căruia i l-a prezentat Denisov.
Pasiunea lui pentru suveran a slăbit oarecum la Moscova, deoarece în acest timp nu l-a văzut. Dar el vorbea adesea despre suveran, despre dragostea lui pentru el, făcându-i să simtă că încă nu spunea totul, că mai era ceva în sentimentul lui pentru suveran care nu putea fi înțeles de toată lumea; și a împărtășit din toată inima sentimentul de adorație obișnuit la acea vreme la Moscova pentru împăratul Alexandru Pavlovici, căruia la acea vreme la Moscova i s-a dat numele de înger în trup.
În această scurtă ședere a lui Rostov la Moscova, înainte de a pleca în armată, nu s-a apropiat, ci, dimpotrivă, s-a despărțit de Sonya. Era foarte drăguță, dulce și, evident, îndrăgostită pasional de el; dar a fost în acea perioadă a tinereții sale, când se pare că sunt atât de multe de făcut încât nu există timp să le facă, iar tânărului îi este frică să se implice - prețuiește libertatea lui, ceea ce are nevoie de multe alte lucruri. Când s-a gândit la Sonya în această nouă ședere la Moscova, și-a spus: Eh! sunt încă multe, multe dintre acestea vor fi și sunt acolo, undeva, încă necunoscute pentru mine. Mai am timp, când vreau, să fac dragoste, dar acum nu mai este timp. În plus, i s-a părut că ceva umilitor pentru curajul său în societatea femeilor. Mergea la baluri și sororities, prefăcându-se că face asta împotriva voinței lui. alergare, club englezesc, desfătare cu Denisov, o călătorie acolo - asta era o altă chestiune: era decent pentru un tânăr husar.

Sulful este comun în Scoarta terestra, ocupă locul șaisprezece printre alte elemente. Apare atât în ​​stare liberă, cât și în formă legată. Proprietățile nemetalice sunt caracteristice pentru aceasta element chimic. Numele său latin este „Sulf”, notat cu simbolul S. Elementul face parte din diverși ioni de compuși care conțin oxigen și/sau hidrogen, formează multe substanțe aparținând claselor de acizi, săruri și mai mulți oxizi, fiecare dintre acestea putând fi numit oxid de sulf cu simbolurile de adiție care denotă valența. Starile de oxidare in care se manifesta diverși compuși+6, +4, +2, 0, -1, -2. Se cunosc oxizi de sulf cu diferite grade de oxidare. Cele mai frecvente sunt dioxidul de sulf și trioxidul. Mai puțin cunoscuți sunt monoxidul de sulf, precum și oxizii superiori (cu excepția SO3) și inferiori ai acestui element.

Monoxid de sulf

Un compus anorganic numit oxid de sulf II, SO, după aspect această substanță este un gaz incolor. Când intră în contact cu apa, aceasta nu se dizolvă, ci reacționează cu ea. Acesta este un compus foarte rar care apare numai într-un mediu gazos rarefiat. Molecula de SO este termodinamic instabilă, se transformă inițial în S2O2, (numit gaz disulf sau peroxid de sulf). Din cauza apariției rare a monoxidului de sulf în atmosfera noastră și a stabilității scăzute a moleculei, este dificil să se determine pe deplin pericolele acestei substanțe. Dar într-o formă condensată sau mai concentrată, oxidul se transformă în peroxid, care este relativ toxic și caustic. Acest compus este, de asemenea, foarte inflamabil (amintește de metanul din această proprietate), iar atunci când este ars, se produce dioxid de sulf - un gaz otrăvitor. Oxidul de sulf 2 a fost găsit în apropiere de Io (una dintre atmosfera venusiană și mediul interstelar. Se presupune că pe Io este produs ca urmare a proceselor vulcanice și fotochimice. Principalele reacții fotochimice sunt următoarele: O + S2 → S + SO și SO2 → SO +O.

Dioxid de sulf

Oxidul de sulf IV, sau dioxidul de sulf (SO2), este un gaz incolor cu un miros sufocant, înțepător. La o temperatură de minus 10 C, trece în stare lichidă, iar la o temperatură de minus 73 C, se solidifică. La 20C, aproximativ 40 de volume de SO2 se dizolvă în 1 litru de apă.

Acest oxid de sulf, dizolvându-se în apă, formează acid sulfuros, deoarece este anhidrida sa: SO2 + H2O ↔ H2SO3.

Interacționează cu baze și 2NaOH + SO2 → Na2SO3 + H2O și SO2 + CaO → CaSO3.

Dioxidul de sulf are proprietăți atât de agent oxidant, cât și de agent reducător. Este oxidat de oxigenul atmosferic în anhidridă sulfuric în prezența unui catalizator: SO2 + O2 → 2SO3. Cu agenți reducători puternici, precum hidrogenul sulfurat, joacă rolul unui agent oxidant: H2S + SO2 → S + H2O.

Dioxidul de sulf este utilizat în principal în industrie pentru a produce acid sulfuric. Dioxidul de sulf se obține prin arderea sulfului sau a piritei de fier: 11O2 + 4FeS2 → 2Fe2O3 + 8SO2.

Anhidrida sulfurica

Oxidul de sulf VI sau trioxidul de sulf (SO3) este un produs intermediar și nu are valoare independentă. Este un lichid incolor la aspect. Fierbe la o temperatură de 45 C, iar sub 17 C se transformă într-o masă cristalină albă. Acest sulf (cu starea de oxidare a atomului de sulf + 6) este extrem de higroscopic. Cu apa formeaza acid sulfuric: SO3 + H2O ↔ H2SO4. Dizolvându-se în apă, eliberează o cantitate mare de căldură, iar dacă se adaugă o cantitate mare de oxid dintr-o dată, nu treptat, atunci poate apărea o explozie. Trioxidul de sulf se dizolvă bine în acid sulfuric concentrat pentru a forma oleum. Conținutul de SO3 în oleum ajunge la 60%. Acest compus cu sulf se caracterizează prin toate proprietățile

Oxizi de sulf mai mari și mai mici

Sulfii sunt un grup de compuși chimici cu formula SO3 + x, unde x poate fi 0 sau 1. Oxidul monomeric SO4 conține o grupare peroxo (O-O) și se caracterizează, ca și oxidul SO3, prin starea de oxidare a sulfului +6 . Acest oxid de sulf poate fi produs la temperaturi scăzute (sub 78 K) prin reacția SO3 și sau prin fotoliza SO3 amestecat cu ozon.

Oxizii de sulf inferior sunt un grup de compuși chimici, care includ:

• SO (oxid de sulf și dimerul său S2O2);
• monoxizii de sulf SnO (sunt compuși ciclici formați din inele formate din atomi de sulf, în timp ce n poate fi de la 5 la 10);
• S7O2;
• oxizi polimerici de sulf.

Interesul pentru oxizi de sulf mai scăzuti a crescut. Acest lucru se datorează necesității studierii conținutului acestora în atmosferele terestre și extraterestre.

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 agentul de oxidare SO2 cu agenți reducători mai puternici, de exemplu cu:

SO 2 + 2H 2 S \u003d 3S ↓ + 2H 2 O

Cum reacționează agentul reducător SO2 cu agenți oxidanți mai puternici, de exemplu cu în prezența unui catalizator, cu etc.:

2SO 2 + O 2 \u003d 2SO 3

SO 2 + Cl 2 + 2H 2 O \u003d H 2 SO 3 + 2HCl

Chitanță

1) Dioxidul de sulf se formează în timpul arderii sulfului:

2) În industrie, se obține prin arderea piritei:

3) În laborator se poate obține dioxid de sulf:

Cu + 2H 2 SO 4 \u003d CuSO 4 + SO 2 + 2H 2 O

Aplicație

Dioxidul de sulf este utilizat pe scară largă în industria textilă pentru albirea diferitelor produse. În plus, este folosit în agricultură pentru distrugerea microorganismelor dăunătoare din sere și pivnițe. În cantități mari, SO 2 este utilizat pentru a produce acid sulfuric.

oxid de sulf (VI) – ASA DE 3 (anhidrida sulfurica)

Anhidrida sulfurică SO 3 este un lichid incolor, care la temperaturi sub 17 ° C se transformă într-o masă cristalină albă. Absoarbe foarte bine umezeala (higroscopic).

Proprietăți chimice

Proprietăți acido-bazice

Cum interacționează un oxid de acid anhidridă sulfuric tipic:

SO 3 + CaO = CaSO 4

c) cu apă:

SO 3 + H 2 O \u003d H 2 SO 4

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 \u003d 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):

3SO 3 + H 2 S \u003d 4SO 2 + H 2 O

Obținerea și utilizarea

Anhidrida sulfurică se formează în timpul oxidării dioxidului de sulf:

2SO 2 + O 2 \u003d 2SO 3

În forma sa pură, anhidrida sulfurică nu are valoare practică. Se obține ca intermediar în producerea acidului sulfuric.

H2SO4

Mențiunea acidului sulfuric se găsește pentru prima dată printre alchimiștii arabi și europeni. A fost obținut prin calcinarea sulfatului de fier (FeSO 4 ∙ 7H 2 O) în aer: 2FeSO 4 \u003d Fe 2 O 3 + SO 3 + SO 2 sau un amestec cu: 6KNO 3 + 5S \u003d 3K 2 SO 4 + 2SO 3 + 3N 2, iar vaporii emiși de anhidridă sulfurică au fost condensați. 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 indigo carmin, un colorant albastru stabil. 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 cu sulf a fost ars în partea superioară a camerei, apoi aer a fost lăsat să intre acolo. Procedura s-a repetat până când s-a format un acid cu concentrația necesară la fundul recipientului.

În secolul 19 metoda a fost îmbunătățită: în loc de salpetru s-a folosit acid azotic (acesta dă la descompunere în cameră). Pentru a returna gazele azotate în sistem, au fost proiectate turnuri speciale, care au dat numele întregului proces - procesul turn. Fabrici care funcționează după metoda turnului există și astăzi.

Acid 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!) Și amestecați soluția.

O soluție de acid sulfuric în apă cu un conținut de H2SO4 mai mic de 70% se numește de obicei acid sulfuric diluat, iar o soluție de peste 70% se numește acid sulfuric concentrat.

Proprietăți chimice

Proprietăți acido-bazice

Acidul sulfuric diluat prezintă toate proprietățile caracteristice acizilor puternici. Ea reactioneaza:

H 2 SO 4 + NaOH \u003d Na 2 SO 4 + 2H 2 O

H 2 SO 4 + BaCl 2 \u003d BaSO 4 ↓ + 2HCl

Procesul de interacţiune a ionilor Ba 2+ cu ionii sulfat SO 4 2+ conduce la formarea unui precipitat alb insolubil BaSO 4 . Acest reacție calitativă la ionul sulfat.

Proprietăți redox

În H2SO4 diluat, ionii H+ sunt agenţi de oxidare, iar în H2SO4 concentrat ionii sulfat sunt SO42+. Ionii SO 4 2+ sunt agenți oxidanți mai puternici decât ionii H + (vezi diagrama).

ÎN acid sulfuric diluat dizolvă metalele care se află în seria electrochimică de tensiuni la hidrogen. În acest caz, se formează și se eliberează sulfați metalici:

Zn + H 2 SO 4 \u003d ZnSO 4 + H 2

Metalele care se află în seria electrochimică de tensiuni după hidrogen 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 se află în seria electrochimică de tensiuni după hidrogen (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 liber. De exemplu, atunci când acidul sulfuric interacționează cu, în funcție de concentrația acidului, se pot forma simultan diferiți produși de reducere a acidului sulfuric - SO2, S, H2S:

Zn + 2H 2 SO 4 \u003d 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, prin urmare, este transportat în rezervoare de fier:

Fe + H2S04≠

Acidul sulfuric concentrat oxidează unele nemetale (, etc.), revenind la oxid de sulf (IV) SO 2:

S + 2H 2 SO 4 \u003d 3SO 2 + 2H 2 O

C + 2H 2 SO 4 \u003d 2SO 2 + CO 2 + 2H 2 O

Obținerea și utilizarea

În industrie, acidul sulfuric se obține prin contact. Procesul de achiziție are loc în trei etape:

1. Obținerea SO 2 prin prăjirea piritei:

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

1. Oxidarea SO 2 la SO 3 în prezența unui catalizator - oxid de vanadiu (V):

2SO 2 + O 2 \u003d 2SO 3

1. Dizolvarea SO 3 în acid sulfuric:

H2SO4+ n SO 3 \u003d 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 turnarea lui în apă. Acest lucru poate fi exprimat într-o diagramă:

H2SO4∙ n SO 3 + H 2 O \u003d H 2 SO 4

Acidul sulfuric își găsește o varietate de întrebuințări în cele mai multe domenii diverse Economie nationala. Este folosit pentru uscarea gazelor, la producerea altor acizi, la producerea îngrășămintelor, a diverșilor coloranți și a medicamentelor.

Săruri ale acidului sulfuric

Majoritatea sulfaților sunt foarte solubili în apă (CaS04 ușor solubil, chiar mai puțin PbSO4 și BaS04 practic insolubil). Unii sulfați care conțin apă de cristalizare se numesc vitriol:

CuSO 4 ∙ 5H 2 O sulfat de cupru

FeSO 4 ∙ 7H 2 O sulfat feros

Sărurile acidului sulfuric au de toate. Relația lor cu încălzirea este deosebită.

sulfați metale active( , ) nu se descompun nici măcar la 1000 ° C, în timp ce altele (Cu, Al, Fe) - se descompun la încălzire ușoară în oxid metalic și SO 3:

CuSO 4 \u003d CuO + SO 3

Descarca:

Descărcați gratuit rezumate pe această temă: „Producerea acidului sulfuric prin metoda de contact”

Puteți descărca eseuri pe alte subiecte

*pe imaginea discului este o fotografie cu sulfat de cupru

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, forma moleculei este unghiulară. Atomul de sulf are o pereche de electroni neîmpărțită. Lungimea legăturii S-O este de 0,143 nm, unghiul de legătură este de 119,5°.

Structura corespunde următoarelor structuri rezonante:

Spre deosebire de ozon, multiplicitatea legăturii S-O este 2, adică prima structură de rezonanță are contribuția principală. 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 miros înțepător de sufocare, punct de topire -75 °C, punct de fierbere -10 °C. Să ne dizolvăm bine în apă, la 20 °C în 1 volum de apă se dizolvă 40 de volume de dioxid de sulf. 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 cu formarea de hidrați. De asemenea, interacționează parțial cu apa, formând un acid sulfuros slab, care nu este izolat individual:

SO 2 + H 2 O \u003d H 2 SO 3 \u003d H + + HSO 3 - \u003d 2H + + SO 3 2-.

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 \u003d 2NaHSO 3.

Dioxidul de sulf se caracterizează prin dualitate redox, de exemplu, acesta, având proprietăți reducătoare, decolorează apa de brom:

SO 2 + Br 2 + 2H 2 O \u003d H 2 SO 4 + 2HBr

și soluție de permanganat de potasiu:

5SO 2 + 2KMnO 4 + 2H 2 O \u003d 2KНSO 4 + 2MnSO 4 + H 2 SO 4.

oxidat de oxigen la anhidridă sulfuric:

2SO 2 + O 2 \u003d 2SO 3.

Prezintă proprietăți oxidante atunci când interacționează cu agenți reducători puternici, de exemplu:

SO 2 + 2CO \u003d S + 2CO 2 (la 500 ° C, în prezența Al 2 O 3);

SO 2 + 2H 2 \u003d S + 2H 2 O.

Producția de oxid de sulf (IV)

Arderea sulfului în aer

S + O 2 \u003d SO 2.

Oxidarea sulfurilor

4FeS 2 + 11O 2 \u003d 2Fe 2 O 3 + 8SO 2.

Acțiunea acizilor puternici asupra sulfiților metalici

Na 2 SO 3 + 2H 2 SO 4 \u003d 2NaHSO 4 + H 2 O + SO 2.

1.11.2. Acid sulfuric 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 forma unei forme hidratate de SO 2 H 2 O, un hidrat cristalin este de asemenea eliberat la răcire, doar o mică parte din moleculele de acid sulfuros se disociază în ioni de sulfit și hidrosulfit. În stare liberă, acidul nu este izolat.

Fiind dibazic, formeaza doua tipuri de saruri: medii - sulfiti si acide - hidrosulfiti. Numai sulfiții de metale alcaline și hidrosulfiții de metale alcaline și alcalino-pământoase se dizolvă în apă.