Триоксид серы (серный ангидрид) so3

SO₃ – ангидрид H₂SO₄. Бесцветная жидкость при

16⁰С < t <42ºC, затвердевает при t < 16⁰С, в газовой фазе при t > 42ºC, t_кип = +45ºС, ядовит, молекула имеет sp² гибридизацию, форму плоского треугольника, угол между связями - 120º.

В технике SO₃ получают окислением SO₂ в присутствии катализатора (Pt, оксиды ванадия)

_Pt

2SO₂ + O₂ = 2SO₃ – ангидрид серной кислоты

SO₃ + H₂O = H₂SO₄

В водных растворах H₂SO₄ – сильная двухосновная кислота. Гидратация H₂SO₄ сопровождается выделением большого количества теплоты за счёт образования гидратов:

H₂SO₄ ∙ H₂O

H₂SO₄ ∙ 2H₂O

H₂SO₄ ∙ 4H₂O

Поэтому смешивать H₂SO₄ c водой следует очень осторожно.

В виде SO₃ только в газовой фазе, хорошо полимеризуется в жидком состоянии циклический триммер, в кристаллические – зигзагообразные цепи. Термически нестоек при t>700º разлагается:

_>700⁰_С

2SO₃ ↔ 2SO₂ + O₂

SO₃ –типичный кислотный оксид, бурно реагирует с водой (Н₂О)

SO_3(кр) + H₂O_ж → H₂SO_{4 ж}

SO₃ + Ba(OH)₂ → BaSO₄↓ + H₂O

SO₃ + CaO → CaSO₄

SO₃ + NaOH_P → NaHSO₄

SO₃ + 2NaOH_K → Na₂SO₄ + H₂O

S⁺⁶ (высшая) – поэтому сильнейший окислитель

5SO₃ + 2P → P₂O₅ + 5SO₂↑

3SO₃ + H₂S → 4SO₂↑ + H₂O

SO₃ растворяется в безводной H₂SO₄ образуя олеум. Вливают серную кислоту тонкой струйкой в воду, а не наоборот.

Концентрированная H₂SO₄ поглощает пары воды, поэтому её применяют в качестве осушителя; она отнимает воду и от органических веществ обугливая их. Полиамиды (капрон, нейлон), шёлк быстро разрушаются ею, шерсть более устойчива к её действию.

Получение h2so4

1) константный способ. катализатор – Pt, кислота получается любой концентрации. SO₂ поглощается H₂SO₄ получается олеум. Конценрацию (98%) получают смешиванием олеума с разбавленной H₂SO₄.

Схема получения:

O₂ O₂ H₂O

FeS₂ → SO₂ → SO₃ → H₂SO₄

Катализ

2) нитрозный способ: катализатор – оксиды азота. Конечный продукт содержит 78% H₂SO₄

2NO + O₂ → 2NO₂

SO₂ + NO₂ + H₂O → H₂SO₄ + NO

Химические свойства h2so4

Концентрированная H₂SO₄ (ω=93 – 98%) более сильный окислитель (особенно при нагревании), окисляет даже металлы после Н₂; не окисляет Fe(только при нагревании), Au, Pt- новые металлы.

В зависимости от концентрации:

_t

(Ag, Cu) Zn + H₂SO_{4 K} → ZnSO₄ + SO₂↑ + H₂O

3Zn + 4H₂SO₄ → 3ZnSO₄ + S↓ + 4H₂O

^ω=50%

4Zn + 5H₂SO₄ → 4ZnSO₄ + H₂S↑ + 4H₂O

Конц. H₂SO₄ окисляет неметаллы:

_t

2P + H₂SO₄ → 2H₃PO₄ + 5SO₂↑ + 2H₂O

_t

S + 2H₂SO₄ → 3SO₂↑ + 2H₂O

При комнатной t HI, HBr, H₂S

8HI +H₂SO₄ → 4I₂ + H₂S↑ + 4H₂O

H₂S + H₂SO₄ → S + SO₂↑ + 2H₂O

Разбавленная обладает всеми типичными свойствами кислот:

1. Изменяет окраску индикаторов.

2) Реакции с:

Oсновными оксидами CaO + H₂SO₄ = CaSO₄ + H₂O

Амфотерными оксидами ZnO + H₂SO₄ = ZnSO₄ + H₂O

Щёлочами KOH + H₂SO₄ = K₂SO₄ + H₂O

Нерастворимыми основаниями

Cu(OH)₂ + H₂SO₄ = CuSO₄ + 2H₂O

Солями K₂СO₃ + H₂SO₄ = K₂SO₄ +СО₂ + H₂O

K₂SiO₃ + H₂SO₄ = K₂SO₄ + H₂SiO₃↓

С аммиаком 2NH₃ + H₂SO₄ = (NH₄)₂SO₄

И его водными растворами NH₃∙Н₂О + H₂SO₄ = NH₄НSO₄ + Н₂О

При взаимодействии с Ме в РСЭП до Н₂ разб. H₂SO₄ обладает окислительными свойствами за счёт ионов Н⁺

Fe + H₂SO_{4 p} → FeSO₄ + H₂

(у металлов реализуется низшая степень окисления).

Важное свойство её нелетучесть, поэтому используют для получения летучих кислот путём вытеснения из сухих (крист).

KCl_кр. + H₂SO_{4 K} → KHSO₄ + HCl↑

Безводная H₂SO₄ – вязкая маслянистая жидкость, требует осторожного обращения во избежание разбрызгивания вливать надо H₂SO₄ в воду, а не наоборот.

Тиосоединения. При замене в сульфат-ионе одного атома кислорода на атом серы образуются тиосульфат –ионы S₂O₃^2-.

В лаборатории тиосульфаты получают при кипячении раствора сульфита с порошком серы.

Na₂S⁺⁴O₃ + S⁰ = Na₂S₂^{+6/ -2}O₃

Тиосерная кислота неустойчива из-за протекания внутримолекулярного окислительно-восстановительного процесса. Поэтому при подкислении тиосульфатов они начинают выделять свободную серу и SO_2.

Сильные кислоты вытесняют из тиосульфатов тиосерную кислоту:

Na₂S₂O₃ + 2HCl = H₂S₂O₃ + 2NaCl =H₂O + SO₂↑+ S↓

Na₂S₂O₃ + 2HCl → 2NaCl + SO₂↑ + S↓ +H₂O

Наличие в тиосульфатах S^-2 придаёт им восстановительные свойства.

В фотографии кристаллогидрат Na₂S₂O₃∙5H₂O (под названием гипосульфит) является основным компонентом для приготовления закрепляющих растворов, т.к. образует с ионами Ag⁺ прочные комплексы [Ag⁺(S₂O₃)₂]^3-, удаляет из фотоэмульсии неизрасходованные галогениды серебра.

Пиросульфаты – соли пиросерной кислоты (двусерной), H₂S⁺⁶₂O₇.

Это смесь SO₃ и H₂SO₄, так называемый олеум (смесь полисерных кислот), состав можно представить H₂SO₄∙xSO₃.

Пероксосульфаты H⁺₂SO^-2₅ (пероксомоносерная)

(мононадсерная)