Застосування озону

- для озонування води;

- для знешкодження промислових стічних вод;

- для виготовлення мінеральних масел;

- для вибілювання тканин;

- як дезинфікуючий засіб у медицині;

- як окисник ракетного палива.

Сульфур Електронна будова

₁₆S – 1s²2p⁶3s²3p₄ n = 3

Основний стан атома

-2

↑

↑

↑↓

З

↑↓

буджений стан атома n=3

↑

↑

↑

↑

↑↓

+2

Збуджений стан атома n = 3

↑

↑

↑

↑

↑

+4

↑

+6

Фізичні властивості

Сірка – тверда кристалічна речовина жовтого кольору. ₈S – циклічні мономери, характерна алотропія (поліморфізм).

Алотропія сірки: ромбічна ↔ моноклінна ↔ аморфна.

У природі

Самородна сірка, сульфіди FeS₂ пірит, PbS - галеніт та інші;

Сульфати – CaSO₄ ∙ 2H₂O - гіпс, Na₂SO₄ ∙ 10H₂O - мірабіліт.

Хімічні властивості

Реакційна здатність зростає при нагріванні.

Взаємодія сірки
з металами	з неметалами	диспропорціювання
Fe + S = FeS (сульфід феруму) 2Cu + S = Cu2S (сульфід купруму) 2AI + 3S = AI2S3 (сульфід алюмінію) тощо (крім золота).	S + O2 = SO2↑ - горіння H2 + S = H2S↑ Безпосередньо взаємодіє з усіма неметалами (окрім йоду та азоту)	3S + 6KOH = K2SO3 + 2K2S + 3H2O

Застосування

• для виробництва сульфатної кислоти (сірка та природні сульфіди);

• для добування сульфітів Na₂SO₃ і Ca(НSO₃)₂;

• для легкої промисловості (сульфіди Na₂S, BaS для шкіряного виробництва);

• для виробництва барвників, гуми, чорного пороху, сірників, ліків.

Добування

1. Самородна сірка (метод Фраша)

2. Розкладання піриту (без доступу повітря)

FeS₂ = FeS + S

3. Неповне окиснення дигідрогенсульфіту

2H₂S + O₂ = 2S + 2H₂O

4. Відновлення

SO₄ + C = S + CO₂

Оксиди сульфуру

Оксид сульфуру (IV)

^{+ 4} SО₂ - оксид сульфуру (IV), сірчистий газ, сірчистий ангідрид. Безбарвний газ із різким запахом. Негорючий. Легко розчиняється у воді. Поряд з фізичним розчиненням відбувається хімічна взаємодія з водою.

SО₂ + Н₂О ↔ Н₂SО₃ - сульфітна кислота середньої сили.

(розчинні) гідрогенсульфіти ← Солі → Суліфіти (нерозчинні, крім сульфітів лужних металів).

Дисоціація сульфатної кислоти

I ступінь дисоціації: Н₂SO₃ ↔ Н ⁺ + НSO₃^- (гідроген сульфіт – іон)

II ступінь дисоціації НSO₃^- ↔ Н⁺ + SO₃^-2 (сульфат – іон)

Н₂SO₃ – двохосновна кислота, утворює два ряди солей:

Середні – сульфіти: 2NaOH + SO₂ = Na₂SO₃ + H₂O (натрій сульфіт)

Кислі – гідроген сульфіти: NaOH + SO₂ = NaНSO₃ (натрій гідрогенсульфіт)

Н₂SO₃ - нетривка сполука, існує лише у водних розчинах. Легко поглинає з повітря кисень і окиснюється до сульфатної кислоти:

2Н₂SО₃ + О₂ = 2Н₂SО₄.

Добування оксиду сульфуру (ІV)

1. Горіння сірки - S + О₂ = SО₂↑

2. Випалювання сульфідних руд – 2PbS + 3O₂ = 2PbO + 2SO₂↑

3. Розклад сульфітів кислотами – Na₂SO₃ + H₂SO₄ = Na₂SO₄ + SO₂↑ + H₂O

4. Дія концентрованої Н₂SО₄ на метали –

Cu + 2Н₂SО₄(конц) = СuSO₄+ SO₂↑+ 2H₂O

Природним джерелом SO₂ є окиснення гідрогенсульфуру:

2Н₂S + 3O₂ = 2SO₂ + 2H₂O – киснем

H₂S + O₃ = SO₂ + H₂O – озоном

Багато діоксиду сульфуру (IV) виділяється при спалюванні палива, виплавленні металів, роботі автомобільного транспорту.

Застосування SО₂

- виробництво сульфатної кислоти (Н₂SО₄);

- виробництво сульфітів, гідрогенсульфітів;

- використовують у сільському господарстві для знищення мікрооргазмів і шкідників;

- вибілюють шовк, вовну та інші матеріали;

- для консервування фруктів, ягід.

Оксид сульфуру (VI)

^{+ 6}SО₃ - оксид сульфуру (VI), сірчаний ангідрид. Безбарвна рідина, дуже летка, нижче 17°С кристалізується, сильний окисник. Токсичний, викликає опіки шкіри. На поверхні димить, взаємодіє з водою:

SO₃ + Н₂О = Н₂SO₄

Т_кип ⁼ 66 °С. Розчиняється у концентрованій сульфатній кислоті. Розчин SО₃ в Н₂SО₄ олеум (інакше - туман). Олеум розбавляють водою до 98 % Н₂SО₄. Оксид сульфуру (VI) – типовий кислотний оксид. Взаємодіє з лугами.

NaOH + SO₃ = NaНSO₄ (натрій гідроген cульфат)

^{1 моль 1 моль}

2NaOH + SO₃ = Na₂SO₄ + H₂O (натрій сульфат)

^{2 моль 1 моль}