Сера с образует два оксида : SO2 – оксид серы (IV) и SO3 – оксид серы (VI).
Оксид серы (IV) — SO2 (сернистый газ, сернистый ангидрид)
Сернистый газ – это бесцветный газ с резким запахом, ядовит. Тяжелее воздуха более чем в два раза. Хорошо растворяется в воде. При комнатной температуре в одном объёме воды растворяется около 40 объёмов сернистого газа, при этом образуется сернистая кислота H 2 SO3 .
Химические свойства
Кислотно-основные свойства
Сернистый газ – типичный . Он взаимодействует:
а) с , образуя два типа солей : кислые (гидросульфиты) и средние (сульфиты):
SO 2 + NaOH = NaHSO3
SO 2 + 2NaOH = Na2 SO3 + H2 O
б) с основными оксидами:
SO 2 + CaO = CaSO3
SO 2 + K2 O = K2 SO3
в) с водой:
SO 2 + H2 O = H2 SO3
Сернистая кислота существуют только в растворе, относится к двухосновным кислотам. Сернистая кислота обладает всеми .
Окислительно – восстановительные свойства
В окислительно-восстановительных процессах сернистый газ может быть как окислителем, так и восстановителем, потому что атом в этом соединении имеет промежуточную степень окисления +4.
Как окислитель SO 2 реагирует с более сильными восстановителями, например с :
SO 2 + 2H2 S = 3S↓ + 2H2 O
Как восстановитель SO 2 реагирует с более сильными окислителями, например с в присутствии катализатора, с хлором и т.д.:
2SO 2 + O2 = 2SO3
SO 2 + Cl2 + 2H2 O = H2 SO3 + 2HCl
Получение
1) Сернистый газ образуется при горении серы:
S + O 2 = SO2
2) В промышленности его получают при обжиге пирита:
Производство серной кислоты (2)
... серы содержатся в виде оксида серы в топочных газах и газах цветной металлургии и в виде сероводорода, выделяющегося при очистке горючих газов. На производство серной кислоты идет около 90% всей вырабатываемой в мире серы ...
4FeS 2 + 11O2 = 2Fe2 O3 + 8SO2
3) В лаборатории сернистый газ можно получить:
а) при действии на сульфиты:
Na 2 SO3 + H2 SO4 = Na2 SO4 + H2 SO3 →SO2 ↑ + H2 O
б) при взаимодействии концентрированной серной кислоты с тяжелыми :
Cu + 2H 2 SO4 = CuSO4 + SO2 ↑ + 2H2 O
Применение
Сернистый газ находит широкое применение в текстильной промышленности для отбеливания различных изделий. Кроме того, его используют в сельском хозяйстве для уничтожения вредных микроорганизмов в теплицах и погребах. В больших количествах SO 2 идет на получение серной кислоты.
Оксид серы (VI) – SO3 (серный ангидрид)
Серный ангидрид SO 3 – это бесцветная жидкость, которая при температуре ниже 17о С превращается в белую кристаллическую массу. Очень хорошо поглощает влагу (гигроскопичен).
Химические свойства
Кислотно-основные свойства
Как типичный кислотный оксид серный ангидрид взаимодействует:
а) с , образуя два типа солей – кислые (гидросульфиты) и средние (сульфаты):
SO 3 + NaOH = NaHSO4
SO 3 + 2NaOH = Na2 SO4 + H2 O
б) с :
SO 3 + CaO = CaSO4
в) с водой:
SO 3 + H2 O = H2 SO4
Особым свойством SO 3 является его способность хорошо растворяться в серной кислоте. Раствор SO3 в серной кислоте имеет название олеум.
Образование олеума: H 2 SO4 + n SO3 = H2 SO4 ∙ n SO3
Окислительно-восстановительные свойства
Оксид серы (VI) характеризуется сильными окислительными свойствами (обычно восстанавливается до SO 2 ):
3SO 3 + H2 S = 4SO2 + H2 O
Получение и применение
Серный ангидрид образуется при окислении сернистого газа:
2SO 2 + O2 = 2SO3
В чистом виде серный ангидрид практического значения не имеет. Он получается как промежуточный продукт при производстве серной кислоты.
Серная кислота H2 SO4
Упоминания о серной кислоте впервые встречаются у арабских и европейских алхимиков. Ее получали, прокаливая на воздухе железный купорос (FeSO 4 ∙7H2 O): 2FeSO4 = Fe2 O3 + SO3 ↑ + SO2 ↑ либо смесь с селитрой : 6KNO3 + 5S = 3K2 SO4 + 2SO3 ↑ + 3N2 ↑, а выделяющиеся пары серного ангидрида конденсировали. Поглощая влагу, они превращались в олеум. В зависимости от способа приготовления H2 SO4 называли купоросным маслом или серным маслом. В 1595 г. алхимик Андреас Либавий установил тождественность обоих веществ.
Долгое время купоросное масло не находило широкого применения. Интерес к нему сильно возрос после того, как в XVIII в. был открыт процесс получения из индиго индигокармина – устойчивого синего красителя. Первую фабрику по производству серной кислоты основали недалеко от Лондона в 1736 г. Процесс осуществляли в свинцовых камерах, на дно которых наливали воду. В верхней части камеры сжигали расплавленную смесь селитры с серой, затем туда запускали воздух. Процедуру повторяли до тех пор, пока на дне ёмкости не образовывалась кислота требуемой концентрации.
Хлеб химической промышленности. серная кислота хлеб химической промышленности
... серной кислоте, называемый олеумом. Он может быть разбавлен водой до серной кислоты нужной концентрации. Применение. Серная кислота – важнейший продуктхимической промышленности. ... Серная кислота и её применение» Серная кислота и её применение Серная кислота (h3SO4) - прозрачная, бесцветная или коричневая маслянистая жидкость, обладающая высокой коррозивной активностью. Это очень важный химический ...
В XIX в. способ усовершенствовали: вместо селитры стали использовать азотную кислоту (она при разложении в камере даёт ).
Чтобы возвращать в систему нитрозные газы были сконструированы специальные башни, которые и дали название всему процессу – башенный процесс. Заводы, работающие по башенному методу, существуют и в наше время.
Серная кислота – это тяжелая маслянистая жидкость без цвета и запаха, гигроскопична; хорошо растворяется в воде. При растворении концентрированной серной кислоты в воде выделяется большое количество тепла, поэтому ее надо осторожно приливать в воду (а не наоборот!) и перемешивать раствор.
Раствор серной кислоты в воде с содержанием H 2 SO4 менее 70% обычно называют разбавленной серной кислотой, а раствор более 70% — концентрированной серной кислотой.
Химические свойства
Кислотно-основные свойства
Разбавленная серная кислота проявляет все характерные свойства сильных кислот. Она реагирует:
а) с :
MgO + H 2 SO4 = MgSO4 + H2 O
б) с :
H 2 SO4 + NaOH = Na2 SO4 + 2H2 O
в) с :
H 2 SO4 + BaCl2 = BaSO4 ↓ + 2HCl
качественная реакция на сульфат-ион
Окислительно – восстановительные свойства
В разбавленной H 2 SO4 окислителями являются ионы Н+ , а в концентрированной – сульфат-ионы SO4 2+ . Ионы SO4 2+ являются более сильными окислителями, чем ионы Н+ (см.схему).
до водорода
Zn + H 2 SO4 = ZnSO4 + H2 ↑
Металлы, которые в электрохимическом ряду напряжений находятся после водорода, не реагируют с разбавленной серной кислотой:
Cu + H 2 SO4 ≠
Концентрированная серная кислота
При взаимодействии концентрированной серной кислоты с металлами, которые в электрохимическом ряду напряжений находятся после водорода (Cu, Ag, Hg), образуются сульфаты металлов, а также продукт восстановления серной кислоты – SO 2 .
Производство серной кислоты из серы
... производства серной кислоты занимают отходящие газы цветной металлургии, содержащие диоксид серы. 1.1 Сера Элементарная сера может быть получена из серных ... кислот, производимых химической промышленностью, серная кислота по объему производства и потребления занимает первое место. Объясняется это ее свойствами и тем, что она самая дешевая из всех кислот. Серная кислота не дымит, в концентрированном ...
Более активными металлами (Zn, Al, Mg) концентрированная серная кислота может восстанавливаться до свободной . Например, при взаимодействии серной кислоты с цинком , магнием , алюминием в зависимости от концентрации кислоты одновременно могут образовываться различные продукты восстановления серной кислоты – SO 2 , S, H2 S:
Zn + 2H 2 SO4 = ZnSO4 + SO2 ↑ + 2H2 O
3Zn + 4H 2 SO4 = 3ZnSO4 + S↓ + 4H2 O
4Zn + 5H 2 SO4 = 4ZnSO4 + H2 S↑ + 4H2 O
На холоде концентрированная серная кислота пассивирует некоторые металлы, например и железо , поэтому ее перевозят в железных цистернах:
Fe + H 2 SO4 ≠
Концентрированная серная кислота окисляет некоторые неметаллы (, углерод и др.), восстанавливаясь до оксида серы (IV) SO 2 :
S + 2H 2 SO4 = 3SO2 ↑ + 2H2 O
C + 2H 2 SO4 = 2SO2 ↑ + CO2 ↑ + 2H2 O
Получение и применение
В промышленности серную кислоту получают контактным способом. Процесс получения происходит в три стадии:
- Получение SO2 путем обжига пирита:
4FeS 2 + 11O2 = 2Fe2 O3 + 8SO2 ↑
- Окисление SO2 в SO3 в присутствии катализатора – оксида ванадия (V):
2SO 2 + O2 = 2SO3
- Растворение SO3 в серной кислоте:
H 2 SO4 + n SO3 = H2 SO4 ∙ n SO3
Полученный олеум перевозят в железных цистернах. Из олеума получают серную кислоту нужной концентрации, приливая его в воду. Это можно выразить схемой:
H 2 SO4 ∙ n SO3 + H2 O = H2 SO4
Серная кислота находит разнообразное применение в самых различных областях народного хозяйства. Ее используют для осушки газов, в производстве других кислот, для получения удобрений, различных красителей и лекарственных средств.
Соли серной кислоты
Большинство сульфатов хорошо растворимы в воде (малорастворим CaSO 4 , еще менее PbSO4 и практически нерастворим BaSO4 ).
«Общая химическая технология» : СИНТЕЗ И АНАЛИЗ ХТС В ПРОИЗВОДСТВЕ ...
... других органических продуктов применяют концентрированную азотную кислоту (96-98%). Для нитрования употребляют смеси азотной кислоты с концентрированной серной кислотой, которая связывает воду, ... серной кислоты нитрозным методом. В последнее время окислы азота и азотная кислота нашли применение в качестве окислительных компонентов ракетного топлива. Основными потребителями азота являются химическая ...
Некоторые сульфаты, содержащие кристаллизационную воду, называются купоросами:
CuSO 4 ∙ 5H2 O медный купорос
FeSO 4 ∙ 7H2 O железный купорос
Соли серной кислоты имеют все . Особенным является их отношение к нагреванию.
Сульфаты активных металлов (, Ba ) не разлагаются даже при 1000 о С, а других (Cu, Al, Fe) – распадаются при небольшом нагревании на оксид металла и SO3 :
Na 2 SO4 ≠
«Производство серной кислоты контактным способом»
*на изображении записи фотография медного купороса
