7. Оксиды серы.

SO₂ - оксид серы (IV), сернистый газ. Бесцветный газ с резким запахом, на воздухе не горит, легко растворяется в воде, ядовит.

Химические свойства: кислотный оксид, характерны восстановительные свойства.

Как восстановитель:

SO₂ + O₂ SO₃, катализатор V₂O₅

Как кислотный оксид сернистый газ взаимодействует со щелочами:

SO₂+ NaОН →NaНSO₃ и Na₂SO₃ + H₂O (соли гидросульфиты и сульфиты).

С водою образуется сернистая (сульфитная) кислота.

SO₂ + H₂O ↔ H₂SO₃ Это слабый электролит. Нестойкая, существует только в водных растворах, легко окисляется кислородом воздуха до серной кислоты: H₂SO₃ + O₂ → H₂SO₄.

О бесцвечивает органические красители.

Получение:

1). Горение серы: S + O₂ →SO₂

2). Обжиг сульфидов: ZnS + O₂ → ZnO + SO₂ и т.д.

Большое количество сернистого газа образуется при горении органических соединений (каменный уголь).

Применение:

1). Производство серной кислоты.

2). Производство сульфитов и гидросульфитов.

3). В с/х для уничтожения насекомых и микроорганизмов.

4). В текстильной промышленности для отбеливания тканей, соломки и т.д.

5). При консервировании фруктов и ягод.

SO₃ – оксид серы (VI), серный ангидрид. Молекула существует только в парах, при понижении температуры полимеризуется. При н.у. это бесцветная жидкость, летучая, «дымит» на воздухе, кристаллизуется при 17^оС, кипит при 66^оС. Легко растворяется в воде, токсичен.

Химические свойства: сильный окислитель, кислотный оксид.

Как кислотный оксид:

SO₃+ H₂O →H₂ SO₄ +Q, взаимодействует с водой, образуя серную кислоту, при этом выделяется большое количества тепла.

SO₃+ NaОН →NaНSO₄ и Na₂SO₄ + H₂O, т.е. образует гидросульфаты и сульфаты

Получение: в промышленности SO₂ + O₂ SO₃, катализатор V₂O₅

Применение: как промежуточный продукт при производстве серной кислоты, в лаборатории как сильное водопоглощающее средство.

8. Серная (сульфатная) кислота и ее соли.

H₂ SO₄ – бесцветная маслянистая жидкость, плотность 98% раствора 1,84 г/см,^- нелетучая и запаха не имеет. Чрезвычайно гигроскопична, легко поглощает воду. При растворении выделяется большое количество тепла.

Химические свойства: 1. Сильная кислота, распадается на ионы по двум ступеням практически на 100%, образует два ряда солей.

H₂SO₄ ↔ H⁺ + HSO₄^- - гидросульфат –ион

HSO₄^- ↔ H⁺ + SO₄ ^2- - сульфат- ион

Разбавленная кислота H₂ SO₄ обладает всеми общими свойствами кислот: изменяет окраску растворов индикаторов); взаимодействует с основаниями, основными оксидами и солями (реакции ионного обмена, не ОВР!):

H₂SO₄+2 KOH → K₂SO₄+ 2H₂O;

2H⁺ +SO₄^2- +2K⁺ + 2OH^- = 2K⁺+SO₄^2- + 2H₂O;

H⁺+ OH^- = H₂O

H₂SO₄+ KOH → KНSO₄ + H₂O

3H₂SO₄+ Al₂O₃ → Al₂(SO₄)₃+ 3H₂O;

2H⁺ +3SO₄^2- + Al₂O₃ → 2Al³⁺ + 3SO₄^2- + H₂O ;

2H⁺ + Al₂O₃ → 2Al³⁺ + H₂O

H₂SO₄+ Na₂CO₃→ Na₂SO₄+ H₂CO₃ → Na₂SO₄+ H₂O + CO₂↑;

2H⁺ + SO₄^2- + 2Na⁺ + CO₃→ 2Na⁺ + SO₄^2- + H₂O + CO₂↑;

2H⁺ + CO₃→ H₂O + CO₂↑;

Во всех этих реакциях главную роль играют ионы водорода, а SO₄^2- просто присутствует в растворе. Специфической реакцией иона SO₄^2- (т.е. серной кислоты и всех ее солей) является реакция с солями бария.

H₂SO₄+ BaCl₂ → 2HCl + BaSO₄↓

2H⁺ + SO₄^2-+ Ba²⁺ +2Cl^- → 2H⁺ + 2Cl^- + BaSO₄↓

SO₄^2-+ Ba²⁺ → BaSO₄↓

Na₂SO₄+ Ba(NO₃)₂ → 2NaNO₃+ BaSO₄↓

2Na⁺ + SO₄^2-+ Ba²⁺ +2NO₃ ^- → 2Na⁺ + 2NO₃ ^- + BaSO₄↓

SO₄^2-+ Ba²⁺ → BaSO₄↓

Эту реакцию называют «качественной реакцией» на серную кислоту и ее соли, потому что в ней образуется характерный мелкокристаллический белый осадок BaSO₄. Реакцию используют в лабораторной практике для определения наличия в растворе иона SO₄^2-.

При взаимодействии с металлами серная кислота может вести себя по-разному, в зависимости от концентрации и активности металла.

В разбавленной H₂SO₄ окислителем является ион Н⁺, поэтому разбавленная серная кислота взаимодействует только с металлами, стоящими в ряду напряжений до водорода, причем, одним из продуктов реакции будет газ водород.

H₂SO_4(разб.)+ Zn → H₂ ↑+ ZnSO₄

Zn⁰ – 2e^- → Zn⁺² H⁺ + e^- → H⁰

Но если мы возьмем концентрированную кислоту, то в роли окислителя выступит S⁺⁶, и вместо водорода мы получим продукт ее восстановления – какое-то соединение серы. Какое? Это зависит от активности металла, температуры, концентрации кислоты. Обычно образуется смесь таких веществ. Но, немного упрощая, можно считать, что чем активнее металл, тем более глубоко идет процесс восстановления, и степень окисления серы в продукте реакции будет ниже. Следует также отметить, что с концентрированной H₂SO₄ взаимодействуют все металлы, кроме золота и платины, но на холоду железо, алюминий и хром пассивируются (не реагируют из-за образования прочной пленки на поверхности металла), а некоторые металлы не реагируют и с разбавленной серной кислотой (если при этом образуется нерастворимая соль).

H₂SO_4(конц.)+ Zn → ZnSO₄ + H₂О + S Zn⁰ – 2e^- → Zn²⁺ S⁺⁶ +6e^- → S⁰

H₂SO_4(конц.)+ Cu → ZnSO₄ + H₂О + SO₂ Cu⁰ – 2e^- → Cu²⁺ S⁺⁶ +2e^- → S⁺⁴

H₂SO_4(конц.)+ Ca → CaSO₄ + H₂О + CaS Ca⁰ – 2e^- → Ca²⁺ S⁺⁶ +8e^- → S^-2

H₂SO_4(конц.)– сильный окислитель, и может окислять не только металлы, но и неметаллы и даже их соединения, обугливает органические вещества (т.к. забирает воду, например, у углеводов)

H₂SO_4(конц.)+ C → СО₂↑ + H₂О + SO₂↑

C⁰ – 4e^- → C⁴⁺ S⁺⁶ +2e^- → S⁺⁴

Получение серной кислоты. В промышленности процесс получения серной кислоты обычно включает в себя три стадии. Сырьем является FeS₂ (пирит, железный колчедан).

1) обжиг колчедана (принцип теплообмена, в «кипящем слое», воздух обогащен кислородом):

FeS₂ + O₂ → Fe₂O₃ + SO₂ + 13746кДж

2) каталитическое окисление сернистого газа (450⁰С, катализатор V₂O₅ оксид ванадия (V), принцип противотока):

SO₂ + O₂ ↔ SO₃ + 197,9кДж

3 ) гидратация оксида серы (VI) (принцип противотока, принцип теплообмена, орошение концентрированной серной кислотой)

SO₃+ H₂O →H₂ SO₄ + 130,6 кДж

Конечным продуктом является «олеум» - раствор SO₃ в концентрированной H₂ SO₄.

В производстве серной кислоты часто используют сернистый газ, получаемый при обжиге цветных руд, горении топлива или свободной серы. Т.е. первая стадия может быть немного другой, а вот две последние – всегда одинаковы.

Применение. Серная кислота – «хлеб» химической промышленности.

1) получение сульфатов, которые широко используются в народном хозяйстве, например:

- K₂SO₄ и (NH₄)₂ SO₄ - сульфаты калия и аммония, в с/х как минеральные удобрения

- CuSO₄∙5H₂O – медный купорос, в с/х как средство борьбы с болезнями растений, в легкой промышленности как краситель, в строительстве как противогрибковое средство, в гальванопластике (покрытие слоем меди)

FeSO₄∙ 7H₂O – железный купорос, в с/х средство борьбы с вредителями растений, в легкой промышленности при крашении тканей.

CaSO₄∙ 2H₂O – минерал гипс, в строительстве используют «жженый гипс» 2CaSO₄∙ H₂O под названием «алебастр» в состав шпаклевок, в медицине - слепки, шины, в художественно- прикладном творчестве.

Na₂SO₄∙ 10H₂O – глауберова соль, в медицине как слабительное, в производстве стекла

BaSO₄ –в медицине_, (рентген желудка), в производстве бумаги, резины как наполнитель

2) в цветной металлургии (гидрометаллургия, получение меди, никеля и т.д.) и обработке металлов (печатные платы, гальваника, аккумуляторы и т.д.)

3) неорганический синтез (производство минеральных удобрений, пигментов, кислот…) и органический синтез (производство красителей, ВВ, полимеров…)

4) производство бумаги

5) производство соды (стекло, СМС)

Соли серной кислоты не обладают окислительными свойствами, вступают в обычные реакции ионного обмена.