Оксид серы(IV) обладает кислотными свойствами, которые проявляются в реакциях с веществами, проявляющими основные свойства. Кислотные свойства проявляются при взаимодействии с водой. При этом образуется раствор сернистой кислоты:

Степень окисления серы в сернистом газе (+4) обусловливает восстановительные и окислительные свойства сернистого газа:

вос-тель: S+4 – 2e => S+6

ок-тель: S+4 + 4e => S0

Восстановительные свойства проявляются в реакциях с сильными окислителями: кислородом, галогенами, азотной кислотой, перманганатом калия и другими. Например:

2SO2 + O2 = 2SO3

S+4 – 2e => S+6 2

O20 + 4e => 2O-2 1

С сильными восстановителями газ проявляет окислительные свойств. Например, если смешать сернистый газ и сероводород, то они взаимодействуют при обычных условиях:

2H2S + SO2 = 3S + 2H2O

S-2 – 2e => S0 2

S+4 + 4e => S0 1

Сернистая кислота существует только в растворе. Она неустойчива и разлагается на сернистый газ и воду. Сернистая кислота не относится к сильным кислотам. Она является кислотой средней силы и диссоциирует ступенчато. При добавлении к сернистой кислоте щёлочи образуются соли. Сернистая кислота даёт два ряда солей: средние – сульфиты и кислые – гидросульфиты.

Оксид серы(VI)

Триоксид серы проявляется кислотные свойства. Он бурно реагирует с водой, при этом выделяется большое количество теплоты. Эту реакцию используют для получения важнейшего продукта химической промышленности – серной кислоты.

SO3 + H2O = H2SO4

Поскольку сера в триоксиде серы имеет высшую степень окисления, то оксид серы(VI) проявляет окислительные свойства. Например, он окисляет галогениды, неметаллы с низкой электроотрицательностью:

2SO3 + C = 2SO2 + CO2

S+6 + 2e => S+4 2

C0 – 4e => C+4 2

Серная кислота вступает в реакции трёх типов: кислотно-основные, ионообменные, окислительно-восстановительные. Так же активно она взаимодействует с органическими веществами.

Кислотно-основные реакции

Серная кислота проявляет кислотные свойства в реакциях с основаниями и основными оксидами. Эти реакции лучше проводить с разбавленной серной кислотой. Поскольку серная кислота является двухосновной, то она может образовывать как средние соли (сульфаты), так и кислые (гидросульфаты).

Ионообменные реакции

Для серной кислоты характерны ионообменные реакции. При этом она взаимодействует с растворами солей, образуя осадок, слабую кислоту либо выделяя газ. Эти реакции осуществляются с большей скоростью, если брать 45%-ную или ещё более разбавленную серную кислоту. Выделение газа происходит в реакциях с солями неустойчивых кислот, распадающихся с образованием газов (угольной, сернистой, сероводородной) либо с образованием летучих кислот, таких как соляная.

Окислительно-восстановительные реакции

Наиболее ярко серная кислота проявляет свои свойства в окислительно-восстановительных реакциях, так как в её составе сера имеет высшую степень окисления +6. Окислительные свойства серной кислоты можно обнаружить в реакции, например, с медью.

В молекуле серной кислоты два элемента-окислителя: атом серы с С.О. +6 и ионы водорода H+. Медь не может быть окислена водородом в степени окисления +1, но сера может. Это является причиной окисления серной кислотой такого неактивного металла, как медь.

Оксид серы (IV) и сернистая кислота

Оксид серы (IV), или сернистый газ, при обычных условиях бесцветный газ с резким удушливым запахом. При охлаждении до -10°С сжижается в бесцветную жидкость.

Получение

1. В лабораторных условиях оксид серы (IV) получают из солей сернистой кислоты действием на них сильными кислотами:

Na 2 SO 3 +H 2 SO 4 =Na 2 SO 4 +S0 2 ­+H 2 O 2NaHSO 3 +H 2 SO 4 =Na 2 SO 4 +2SO 2 ­+2H 2 O 2HSO - 3 +2H + =2SO 2 ­+2H 2 O

2. Также сернистый газ образуется при взаимодействии концент­рированной серной кислоты при нагревании с малоактивными металлами:

Cu+2H 2 SO 4 =CuSO 4 +SO 2 ­+2Н 2 О

Cu+4Н + +2SO 2- 4 =Cu 2+ + SO 2- 4 +SO 2 ­+2H 2 O

3. Оксид серы (IV) образуется также при сжигании серы в воздухе или кислороде:

4. В промышленных условиях SO 2 получают при обжиге пирита FeS 2 или сернистых руд цветных металлов (цинковой обманки ZnS, свинцового блеска PbS и др.):

4FeS 2 +11О 2 =2Fe 2 O 3 +8SO 2

Структурная формула молекулы SO 2:

В образовании связей в молекуле SO 2 принимают участие че­тыре электрона серы и четыре электрона от двух атомов кислоро­да. Взаимное отталкивание связывающих электронных пар и не­поделенной электронной пары серы придает молекуле угловую форму.

Химические свойства

1. Оксид серы (IV) проявляет все свойства кислотных оксидов:

Взаимодействие с водой,

Взаимодействие с щелочами,

Взаимодействие с основными оксидами.

2. Для оксида серы (IV) характерны восстановительные свойства:

S +4 O 2 +O 0 2 «2S +6 O -2 3 (в присутствии катализатора, при нагревании)

Но в присутствии сильных восстановителей SO 2 ведет себя как окислитель:

Окислительно-восстановительная двойственность оксида серы (IV) объясняется тем, что сера имеет в нем степень окисления +4, и поэтому она может, отдавая 2 электрона, окисляться до S +6 , а принимая 4 электрона, восстанавливаться до S°. Проявление этих или других свойств зависит от природы реагирующего ком­понента.

Оксид серы (IV) хорошо растворим в воде (в 1 объеме при 20°С растворяется 40 объемов SO 2). При этом образуется существую­щая только в водном растворе сернистая кислота:

SO 2 +Н 2 О«H 2 SO 3

Реакция обратимая. В водном растворе оксид серы (IV) и сер­нистая кислота находятся в химическом равновесии, которое можно смещать. При связывании H 2 SO 3 (нейтрализация кисло-

ты) реакция протекает в сторону образования сернистой кислоты; при удалении SO 2 (продувание через раствор азота или нагрева­ние) реакция протекает в сторону исходных веществ. В растворе сернистой кислоты всегда имеется оксид серы (IV), который при­дает ему резкий запах.

Сернистая кислота обладает всеми свойствами кислот. В рас­творе диссоциирует ступенчато:

H 2 SO 3 «Н + +HSO - 3 HSO - 3 «Н + +SO 2- 3

Термически неустойчива, летуча. Сернистая кислота, как двухосновная, образует два типа солей:

Средние - сульфиты (Na 2 SO 3);

Кислые - гидросульфиты (NaHSO 3).

Сульфиты образуются при полной нейтрализации кислоты щелочью:

H 2 SO 3 +2NaOH=Na 2 SO 3 +2Н 2 О

Гидросульфиты получаются при недостатке щелочи:

H 2 SO 3 +NaOH=NaHSO 3 +Н 2 О

Сернистая кислота и ее соли обладают как окислительными, так и восстановительными свойствами, что определяется приро­дой партнера по реакции.

1. Так, под действием кислорода сульфиты окисляются до суль­фатов:

2Na 2 S +4 O 3 +О 0 2 =2Na 2 S +6 O -2 4

Еще легче протекает окисление сернистой кислоты бромом и перманганатом калия:

5H 2 S +4 O 3 +2KMn +7 O 4 =2H 2 S +6 O 4 +2Mn +2 S +6 O 4 +K 2 S +6 O 4 +3Н 2 O

2. В присутствии же более энергичных восстановителей сульфиты проявляют окислительные свойства:

Из солей сернистой кислоты растворяются почти все гидро­сульфиты и сульфиты щелочных металлов.

3. Поскольку H 2 SO 3 является слабой кислотой, при действии кис­лот на сульфиты и гидросульфиты происходит выделение SO 2 . Этот метод обычно используют при получении SO 2 в лаборатор­ных условиях:

NaHSO 3 +H 2 SO 4 =Na 2 SO 4 +SO 2 ­+H 2 O

4. Растворимые в воде сульфиты легко подвергаются гидролизу, вследствие чего в растворе увеличивается концентрация OH - -ионов:

Na 2 SO 3 +НОН«NaHSO 3 +NaOH

Применение

Оксид серы (IV) и сернистая кислота обесцвечивают многие красители, образуя с ними бесцветные соединения. Последние могут снова разлагаться при нагревании или на свету, в результа­те чего окраска восстанавливается. Следовательно, белящее дей­ствие SO 2 и H 2 SO 3 отличается от белящего действия хлора. Обычно рксидом серы (IV) белят шерсть, шелк и солому.

Оксид серы (IV) убивает многие микроорганизмы. Поэтому для уничтожения плесневых грибков им окуривают сырые подва­лы, погреба, винные бочки и др. Используется также при перевоз­ке и хранении фруктов и ягод. В больших количествах оксид серы IV) применяется для получения серной кислоты.

Важное применение находит раствор гидросульфита кальция CaHSO 3 (сульфитный щелок), которым обрабатывают древесину и бумажную массу.

Сернистый газ имеет молекулярное строение, аналогичное озону. Атом серы, находящийся в центре молекулы, связан с двумя атомами кислорода. Этот газообразный продукт окисления серы не имеет цвета, издает резкий запах, при изменении условий легко конденсируется в прозрачную жидкость. Вещество хорошо растворимо в воде, обладает антисептическими свойствами. В больших количествах получают SO 2 в химической промышленности, а именно в цикле сернокислотного производства. Газ широко используется для обработки сельскохозяйственных и пищевых продуктов, отбеливания тканей в текстильной промышленности.

Систематические и тривиальные названия вещества

Необходимо разобраться в многообразии терминов, относящихся к одному и тому же соединению. Официальное название соединения, химический состав которого отражает формула SO 2 , — диоксид серы. ИЮПАК рекомендует использовать этот термин и его английский аналог — Sulfur dioxide. Учебники для школ и ВУЗов чаще упоминают еще такое название — оксид серы (IV). Римской цифрой в скобках обозначена валентность атома S. Кислород в этом оксиде двухвалентен, а окислительное число серы +4. В технической литературе используются такие устаревшие термины, как сернистый газ, ангидрид сернистой кислоты (продукт ее дегидратации).

Состав и особенности молекулярного строения SO 2

Молекула SO 2 образована одним атомом серы и двумя атомами кислорода. Между ковалентными связями имеется угол, составляющий 120°. В атоме серы происходит sp2-гибридизация — выравниваются по форме и энергии облака одного s и двух p-электронов. Именно они участвуют в образовании ковалентной связи между серой и кислородом. В паре О—S расстояние между атомами составляет 0,143 нм. Кислород более электроотрицательный элемент, чем сера, значит, связывающие пары электронов смещаются от центра к внешним углам. Вся молекула тоже поляризована, отрицательный полюс — атомы О, положительный — атом S.

Некоторые физические параметры диоксида серы

Оксид четырехвалентной серы при обычных показателях окружающей среды сохраняет газообразное агрегатное состояние. Формула сернистого газа позволяет определить его относительную молекулярную и молярную массы: Mr(SO 2) = 64,066, М = 64,066 г/моль (можно округлять до 64 г/моль). Этот газ почти в 2,3 раза тяжелее воздуха (М(возд.) = 29 г/моль). Диоксид обладает резким специфическим запахом горящей серы, который трудно перепутать с каким-либо другим. Он неприятный, раздражает слизистые покровы глаз, вызывает кашель. Но оксид серы (IV) не такой ядовитый, как сероводород.

Под давлением при комнатной температуре газообразный сернистый ангидрид сжижается. При низких температурах вещество находится в твердом состоянии, плавится при -72…-75,5 °C. При дальнейшем повышении температуры появляется жидкость, а при -10,1 °C вновь образуется газ. Молекулы SO 2 являются термически устойчивыми, разложение на атомарную серу и молекулярный кислород происходит при очень высоких температурах (около 2800 ºС).

Растворимость и взаимодействие с водой

Диоксид серы при растворении в воде частично взаимодействует с ней с образованием очень слабой сернистой кислоты. В момент получения она тут же разлагается на ангидрид и воду: SO 2 + Н 2 О ↔ Н 2 SO 3 . На самом деле в растворе присутствует не сернистая кислота, а гидратированные молекулы SO 2 . Газообразный диоксид лучше взаимодействует с прохладной водой, его растворимость понижается с повышением температуры. При обычных условиях может раствориться в 1 объеме воды до 40 объемов газа.

Сернистый газ в природе

Значительные объемы диоксида серы выделяются с вулканическими газами и лавой во время извержений. Многие виды антропогенной деятельности тоже приводят к повышению концентрации SO 2 в атмосфере.

Сернистый ангидрид поставляют в воздух металлургические комбинаты, где не улавливаются отходящие газы при обжиге руды. Многие виды топливных ископаемых содержат серу, в результате значительные объемы диоксида серы выделяется в атмосферный воздух при сжигании угля, нефти, газа, полученного из них горючего. Сернистый ангидрид становится токсичным для человека при концентрации в воздухе свыше 0,03 %. У человека начинается одышка, могут наступить явления, напоминающие бронхит и воспаление легких. Очень высокая концентрация в атмосфере диоксида серы может привести к сильному отравлению или летальному исходу.

Сернистый газ — получение в лаборатории и в промышленности

Лабораторные способы:

1. При сжигании серы в колбе с кислородом или воздухом получается диоксид по формуле: S + O 2 = SO 2 .
2. Можно подействовать на соли сернистой кислоты более сильными неорганическими кислотами, лучше взять соляную, но можно разбавленную серную:

• Na 2 SO 3 + 2HCl = 2NaCl + H 2 SO 3 ;
• Na 2 SO 3 + H 2 SO 4 (разб.) = Na 2 SO 4 + H 2 SO 3 ;
• H 2 SO 3 = Н 2 О + SO 2 .

3. При взаимодействии меди с концентрированной серной кислотой выделяется не водород, а диоксид серы:

2H 2 SO 4 (конц.) + Cu = CuSO 4 + 2H 2 O + SO 2 .

Современные способы промышленного производства сернистого ангидрида:

1. Окисления природной серы при ее сжигании в специальных топках: S + О 2 = SO 2 .
2. Обжиг железного колчедана (пирита).

Основные химические свойства диоксида серы

Сернистый газ является активным соединением в химическом плане. В окислительно-восстановительных процессах это вещество чаще выступает в качестве восстановителя. Например, при взаимодействии молекулярного брома с диоксидом серы продуктами реакции являются серная кислота и бромоводород. Окислительные свойства SO 2 проявляются, если пропускать этот газ через сероводородную воду. В результате выделяется сера, происходит самоокисление-самовосстановление: SO 2 + 2H 2 S = 3S + 2H 2 O.

Диоксид серы проявляет кислотные свойства. Ему соответствует одна из самых слабых и неустойчивых кислот — сернистая. Это соединение в чистом виде не существует, обнаружить кислотные свойства раствора диоксида серы можно с помощью индикаторов (лакмус розовеет). Сернистая кислота дает средние соли - сульфиты и кислые — гидросульфиты. Среди них встречаются стабильные соединения.

Процесс окисления серы в диоксиде до шестивалентного состояния в ангидриде серной кислоты — каталитический. Получившееся вещество энергично растворяется в воде, реагирует с молекулами Н 2 О. Реакция является экзотермической, образуется серная кислота, вернее, ее гидратированная форма.

Практическое использование сернистого газа

Основной способ промышленного производства серной кислоты, для которого нужен диоксид элемента, насчитывает четыре стадии:

1. Получение сернистого ангидрида при сжигании серы в особых печах.
2. Очищение полученного диоксида серы от всевозможных примесей.
3. Дальнейшее окисление до шестивалентной серы в присутствии катализатора.
4. Абсорбция триоксида серы водой.

Ранее почти всю двуокись серы, необходимую для производства серной кислоты в промышленных масштабах, получали при обжиге пирита как побочный продукт сталеплавильного производства. Новые виды переработки металлургического сырья меньше используют сжигание руды. Поэтому основным исходным веществом для сернокислотного производства в последние годы стала природная сера. Значительные мировые запасы этого сырья, его доступность позволяют организовать широкомасштабную переработку.

Диоксид серы находит широкое применение не только в химической промышленности, но и в других отраслях экономики. Текстильные комбинаты используют это вещество и продукты его химического взаимодействия для отбеливания шелковых и шерстяных тканей. Это один из видов бесхлорного отбеливания, при котором волокна не разрушаются.

Диоксид серы обладает отличными дезинфицирующими свойствами, что находит применение в борьбе с грибками и бактериями. Сернистым ангидридом окуривают хранилища сельскохозяйственной продукции, винные бочки и подвалы. Используется SO 2 в пищевой промышленности как консервирующее и антибактериальное вещество. Добавляют его в сиропы, вымачивают в нем свежие плоды. Сульфитизация
сока сахарной свеклы обесцвечивает и обеззараживает сырье. Консервированные овощные пюре и соки тоже содержат диоксид серы в качестве антиокислительного и консервирующего агента.

Часть I

1. Сероводород.
1) Строение молекулы:

2) Физические свойства: бесцветный газ, с резким запахом тухлых яиц, тяжелее воздуха.

3) Химические свойства (закончите уравнения реакций и рассмотрите уравнения в свете ТЭД или с позиций окисления-восстановления).

4) Сероводород в природе: в виде соединений – сульфидов, в свободном виде – в вулканических газах.

2. Оксид серы (IV) – SO2
1) Получение в промышленности. Запишите уравнения реакций и рассмотрите их с позиций окисления-восстановления.

2) Получение в лаборатории. Запишите уравнение реакции и рассмотрите её в свете ТЭД:

3) Физические свойства: газ с резким удушливым запахом.

4) Химические свойства.

3. Оксид серы (VI)- SO3.
1) Получение синтезом из оксида серы (IV):

2) Физические свойства: жидкость, тяжелее воды, в смеси с серной кислотой – олеум.

3) Химические свойства. Проявляет типичные свойства кислотных оксидов:

Часть II

1. Охарактеризуйте реакцию синтеза оксида серы (VI) по всем классификационным признакам.

а) каталитическая
б) обратимая
в) ОВР
г) соединения
д) экзотермическая
е) горения

2. Охарактеризуйте реакцию взаимодействия оксида серы (IV) с водой по всем классификационным признакам.

а) обратимая
б) соединения
в) не ОВР
г) экзотермическая
д) некаталитическая

3. Объясните, почему сероводород проявляет сильные восстановительные свойства.

4. Объясните, почему оксид серы (IV) может проявлять как окислительные, так и восстановительные свойства:

Подтвердите этот тезис уравнениями соответствующих реакций.

5. Сера вулканического происхождения образуется в результате взаимодействия сернистого газа и сероводорода. Запишите уравнения реакции и рассмотрите с позиций окисления-восстановления.

6. Запишите уравнения реакций переходов, расшифровав неизвестные формулы:

7. Напишите синквейн на тему «Сернистый газ».
1) Сернистый газ
2) Удушливый и резкий
3) Кислотный оксид, ОВР
4) Используется для получения SO3
5) Серная кислота H2SO4

8. Используя дополнительные источники информации, в том числе и Интернет, подготовьте сообщение о токсичности сероводорода (обратите внимание на его характерный запах!) и первой помощи при отравлении этим газом. Запишите план сообщения в особой тетради.

Сероводород
Бесцветный газ с запахом тухлых яиц. Обнаруживается в воздухе по запаху даже в малых концентрациях. В природе встречается в воде минеральных источников, морей, вулканических газах. Образуется при разложении белков без доступа кислорода. Может выделяться в воздух в ряде производств химической, текстильной промышленности, при добыче и переработке нефти, из канализации.
Сероводород - сильный яд, вызывающий острые и хронические отравления. Оказывает местное раздражающее и общетоксическое действие. При концентрации 1,2 мг/л отравление развивается молниеносно, смерть наступает вследствие острого угнетения процессов тканевого дыхания. При прекращении воздействия даже при тяжелых формах отравления пострадавший может быть возвращен к жизни.
При концентрации 0,02-0,2 мг/л наблюдается головная боль, головокружение, стеснение в груди, тошнота, рвота, понос, потеря сознания, судороги, поражение слизистой оболочки глаз, конъюнктивит, светобоязнь. Опасность отравления увеличивается в связи с потерей обоняния. Постепенно нарастает сердечная слабость и нарушение дыхания, коматозное состояние.
Первая помощь - удаление пострадавшего из загрязненной атмосферы, вдыхание кислорода, искусственное дыхание; средства, возбуждающие дыхательный центр, согревание тела. Рекомендуются также глюкоза, витамины, препараты железа.
Профилактика - достаточная вентиляция, герметизация некоторых производственных операций. При спуске рабочих в колодцы и емкости, содержащие сероводород, они должны обязательно пользоваться противогазами и спасательными поясами на тросах. Обязательна газоспасательная служба в шахтах, в местах добычи и на предприятиях по переработке нефти.

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 + 2H 2 S = 3S↓ + 2H 2 O

Как восстановитель SO 2 реагирует с более сильными окислителями, например с в присутствии катализатора, с и т.д.:

2SO 2 + O 2 = 2SO 3

SO 2 + Cl 2 + 2H 2 O = H 2 SO 3 + 2HCl

Получение

1) Сернистый газ образуется при горении серы:

2) В промышленности его получают при обжиге пирита:

3) В лаборатории сернистый газ можно получить:

Cu + 2H 2 SO 4 = CuSO 4 + SO 2 + 2H 2 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 ) – SO 3 (серный ангидрид)

Серный ангидрид SO 3 – это бесцветная жидкость, которая при температуре ниже 17 о С превращается в белую кристаллическую массу. Очень хорошо поглощает влагу (гигроскопичен).

Химические свойства

Кислотно-основные свойства

Как типичный кислотный оксид серный ангидрид взаимодействует:

SO 3 + CaO = CaSO 4

в) с водой:

SO 3 + H 2 O = H 2 SO 4

Особым свойством SO 3 является его способность хорошо растворяться в серной кислоте. Раствор SO 3 в серной кислоте имеет название олеум.

Образование олеума: H 2 SO 4 + n SO 3 = H 2 SO 4 ∙ n SO 3

Окислительно-восстановительные свойства

Оксид серы (VI) характеризуется сильными окислительными свойствами (обычно восстанавливается до SO 2):

3SO 3 + H 2 S = 4SO 2 + H 2 O

Получение и применение

Серный ангидрид образуется при окислении сернистого газа:

2SO 2 + O 2 = 2SO 3

В чистом виде серный ангидрид практического значения не имеет. Он получается как промежуточный продукт при производстве серной кислоты.

H 2 SO 4

Упоминания о серной кислоте впервые встречаются у арабских и европейских алхимиков. Ее получали, прокаливая на воздухе железный купорос (FeSO 4 ∙7H 2 O): 2FeSO 4 = Fe 2 O 3 + SO 3 + SO 2 либо смесь с : 6KNO 3 + 5S = 3K 2 SO 4 + 2SO 3 + 3N 2 , а выделяющиеся пары серного ангидрида конденсировали. Поглощая влагу, они превращались в олеум. В зависимости от способа приготовления H 2 SO 4 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.

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 SO 4 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:

H 2 SO 4 + NaOH = Na 2 SO 4 + 2H 2 O

H 2 SO 4 + BaCl 2 = BaSO 4 ↓ + 2HCl

Процесс взаимодействия ионов Ва 2+ с сульфат-ионами SO 4 2+ приводит к образованию белого нерастворимого осадка BaSO 4 . Это качественная реакция на сульфат-ион .

Окислительно – восстановительные свойства

В разбавленной H 2 SO 4 окислителями являются ионы Н + , а в концентрированной – сульфат-ионы SO 4 2+ . Ионы SO 4 2+ являются более сильными окислителями, чем ионы Н + (см.схему).

В разбавленной серной кислоте растворяются металлы, которые в электрохимическом ряду напряжений находятся до водорода . При этом образуются сульфаты металлов и выделяется :

Zn + H 2 SO 4 = ZnSO 4 + H 2

Металлы, которые в электрохимическом ряду напряжений находятся после водорода, не реагируют с разбавленной серной кислотой:

Cu + H 2 SO 4 ≠

Концентрированная серная кислота является сильным окислителем, особенно при нагревании. Она окисляет многие , и некоторые органические вещества.

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 .

Более активными металлами (Zn, Al, Mg) концентрированная серная кислота может восстанавливаться до свободной . Например, при взаимодействии серной кислоты с , в зависимости от концентрации кислоты одновременно могут образовываться различные продукты восстановления серной кислоты – SO 2 , S, H 2 S:

Zn + 2H 2 SO 4 = ZnSO 4 + SO 2 + 2H 2 O

3Zn + 4H 2 SO 4 = 3ZnSO 4 + S↓ + 4H 2 O

4Zn + 5H 2 SO 4 = 4ZnSO 4 + H 2 S + 4H 2 O

На холоде концентрированная серная кислота пассивирует некоторые металлы, например и , поэтому ее перевозят в железных цистернах:

Fe + H 2 SO 4 ≠

Концентрированная серная кислота окисляет некоторые неметаллы ( , и др.), восстанавливаясь до оксида серы (IV) SO 2:

S + 2H 2 SO 4 = 3SO 2 + 2H 2 O

C + 2H 2 SO 4 = 2SO 2 + CO 2 + 2H 2 O

Получение и применение

В промышленности серную кислоту получают контактным способом. Процесс получения происходит в три стадии:

1. Получение SO 2 путем обжига пирита:

4FeS 2 + 11O 2 = 2Fe 2 O 3 + 8SO 2

1. Окисление SO 2 в SO 3 в присутствии катализатора – оксида ванадия (V):

2SO 2 + O 2 = 2SO 3

1. Растворение SO 3 в серной кислоте:

H 2 SO 4 + n SO 3 = H 2 SO 4 ∙ n SO 3

Полученный олеум перевозят в железных цистернах. Из олеума получают серную кислоту нужной концентрации, приливая его в воду. Это можно выразить схемой:

H 2 SO 4 ∙ n SO 3 + H 2 O = H 2 SO 4

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 PbSO 4 и практически нерастворим BaSO 4). Некоторые сульфаты, содержащие кристаллизационную воду, называются купоросами:

CuSO 4 ∙ 5H 2 O медный купорос

FeSO 4 ∙ 7H 2 O железный купорос

Соли серной кислоты имеют все . Особенным является их отношение к нагреванию.

Сульфаты активных металлов ( , ) не разлагаются даже при 1000 о С, а других (Cu, Al, Fe) – распадаются при небольшом нагревании на оксид металла и SO 3:

CuSO 4 = CuO + SO 3

Скачать:

Скачать бесплатно реферат на тему: «Производство серной кислоты контактным способом»

Скачать рефераты по другим темам можно

*на изображении записи фотография медного купороса