Хімічні властивості

1) Розчинні сульфіди сильно гідролізують, унаслідок чого їх водні розчини мають лужну реакцію:

K₂S + H₂O = KHS + KOH

S^2- + H₂O = HS^- + OH^-

2) Сульфіди металів, що стоять у ряді напруги лівіше заліза (включно), розчинні в сильних кислотах:

ZnS + H₂SO₄ → ZnSO₄ + H₂S

HgS + H₂SO₄ ≠

Нерозчинні сульфіди можна перевести в розчинний стан дією концентрированной HNO₃:

FeS₂ + 8HNO₃ → Fe(NO₃)₃ + 2H₂SO₄ + 5NO + 2H₂O

3) Водорозчинні сульфіди розчиняють сірку з утворенням полісульфідів:

Na₂S + nS → Na₂S_n+1 (1 ≤ n ≤ 5)

Полісульфіди при окисленні перетворюються на тиосульфаты, наприклад:

2Na₂S₂ + 3O₂ → 2Na₂S₂O₃

На різній розчинності сульфідів і різному забарвленні багато з них заснований якісний аналіз катіонів.

ОКСИДИ СІРКИ

Оксид сірки IV SO₂ (сірчистий ангідрид; сірчистий газ)

Фізичні властивості

Безбарвний газ з різким запахом; добре розчинний у воді (у 1V H₂O розчиняється 40V SO₂ при н.у.); t°пл. = -75,5°C; t°кип. = -10°С.Обезбарвлює багато фарбників, вбиває мікроорганізми.

Добування

1) При спалюванні сірі в кисні:

S + O₂ → SO₂

2) Окисленням сульфідів:

4FeS₂ + 11O₂ → 2Fe₂O₃ + 8SO₂

3) Обробкою солей сірчистої кислоти мінеральними кислотами:

Na₂SO₃ + 2HCl → 2NaCl + SO₂ + H₂O

4) При окисленні металів концентрованою сірчаною кислотою:

Cu + 2H₂SO₄(конц) → CuSO₄ + SO₂ + 2H₂O

Хімічні властивості

1) Сірчистий ангідрид - кислотний оксид. При розчиненні у воді утворюється слабка і нестійка сірчиста кислота H₂SO₃ (існує тільки у водному розчині)

SO₂ + H₂O = H₂SO₃ H⁺ + HSO₃^- 2H⁺ + SO₃^2-

K₁ = ([H⁺] • [HSO₃^-]) / [H₂SO₃] = 1,6 • 10^-2

K₂ = ([H⁺] • [SO₃^2-]) / [HSO₃^-] = 1,3 • 10^-7

H₂SO₃ утворює два ряди солей - середні (сульфіти) і кислі (бісульфіти, гідросульфіти).

Ba(OH)₂ + SO₂ → BaSO₃↓(сульфіт барію) + H₂O

Ba(OH)₂ + 2SO₂ → Ba(HSO₃)₂(гідросульфіт барію)

2) Реакції окислення (S⁺⁴ – 2e → S⁺⁶)

SO₂ + Br₂ + 2H₂O → H₂SO₄ + 2HBr

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

Водні розчини сульфітів лужних металів окислюються на повітрі:

2Na₂SO₃ + O₂ → 2Na₂SO₄;

2SO₃^2- + O₂ → 2SO₄^2-

3) Реакції відновлення (S⁺⁴ + 4e → SО)

SO₂ + С S + СO₂

SO₂ + 2H₂S → 3S + 2H₂O

Оксид сірки VI SO₃ (сірчаний ангідрид)

Фізичні властивості

Безбарвна летюча рідина, t°пл. = 17°C; t°кип. = 66°С; на повітрі "димить", сильно поглинає вологу (зберігають в запаяних судинах).

SO₃ + H₂O → H₂SO₄

Твердий SO₃ існує в трьох модифікаціях. SO₃ добре розчиняється в 100%-ній сірчаній кислоті, цей розчин називається олеумом.

Добування

1)

2SO₂ + O₂ 2SO₃

2)

Fe₂(SO₄)₃ Fe₂O₃ + 3SO₃

Хімічні властивості

1) Сірчаний ангідрид - кислотний оксид. При розчиненні у воді дає сильну двоосновну сірчану кислоту:

SO₃ + H₂O → H₂SO₄ = H⁺ + HSO₄^- = 2H⁺ + SO₄^2-

H₂SO₄ утворює два ряди солей - середні (сульфати) і кислі (гідросульфати):

2NaOH + SO₃ →Na₂SO₄ + H₂O

NаOH + SO₃ → NaHSO₄

2) SO₃ - сильний окислювач.

Сірчана кислота H₂SO₄

Фізичні властивості

Важка масляниста рідина ("купоросне масло"); р = 1,84 г/см³; нелетка, добре розчинна у воді – з сильним нагрівом; t°пл. = 10,3°C, t°кип. = 296°С, дуже гігроскопічна, володіє водовіднімаючими властивостями (обвуглювання паперу, дерева, цукру).

Пам'ятаєте! Кислоту вливати малими порціями у воду, а не навпаки!

Виробництво сірчаної кислоти

1-а стадія. Піч для випалення колчедану.

4FeS₂ + 11O₂ → 2Fe₂O₃ + 8SO₂ + Q

Процес гетерогенний:

1) подрібнення залізного колчедану (піриту)

2) метод "киплячого шару"

3) 800°С; відведення зайвого тепла

4) збільшення концентрації кисню в повітрі

2-а стадія. Після очищення, осушення і теплообміну сірчистий газ поступає в контактний апарат, де окислюється в сірчаний ангідрид (450°С – 500°С; каталізатор V₂O₅):

2SO₂ + O₂ = 2SO₃

3-а стадія. Башта для поглинання:

nSO₃ + H₂SO₄(конц) → (H₂SO₄ • nSO₃)(олеум)

Воду використовувати не можна із-за утворення туману. Застосовують керамічні насадки і принцип протитечії.