Оксиды серы. Серная кислота

Сера с кислородом 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 H₂SO₃.

Химические свойства

Кислотно-основные свойства

Сернистый газ – типичный кислотный оксид. Он взаимодействует:

а) с основаниями, образуя два типа солей: кислые (гидросульфиты) и средние (сульфиты):

SO₂ + NaOH = NaHSO₃

SO₂ + 2NaOH = Na₂SO₃ + H₂O

б) с основными оксидами:

SO₂ + CaO = CaSO₃

SO₂ + K₂O = K₂SO₃

в) с водой:

SO₂ + H₂O = H₂SO₃

Сернистая кислота существуют только в растворе, относится к двухосновным кислотам. Сернистая кислота обладает всеми общими свойствами кислот.

Окислительно – восстановительные свойства

В окислительно-восстановительных процессах сернистый газ может быть как окислителем, так и восстановителем, потому что атом серы в этом соединении имеет промежуточную степень окисления +4.

Как окислитель SO₂ реагирует с более сильными восстановителями, например с сероводородом:

SO₂ + 2H₂S = 3S↓ + 2H₂O

Как восстановитель SO₂ реагирует с более сильными окислителями, например с кислородом в присутствии катализатора, с хлором и т.д.:

2SO₂ + O₂ = 2SO₃

SO₂ + Cl₂ + 2H₂O = H₂SO₃ + 2HCl

Получение

1) Сернистый газ образуется при горении серы:

S + O₂ = SO₂

2) В промышленности его получают при обжиге пирита:

4FeS₂ + 11O₂ = 2Fe₂O₃ + 8SO₂

3) В лаборатории сернистый газ можно получить:

а) при действии кислот на сульфиты:

Na₂SO₃ + H₂SO₄ = Na₂SO₄ + H₂SO₃→SO₂↑ + H₂O

б) при взаимодействии концентрированной серной кислоты с тяжелыми металлами:

Cu + 2H₂SO₄ = CuSO₄ + SO₂↑ + 2H₂O

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 SO₂ идет на получение серной кислоты.

Оксид серы (VI) – SO₃ (серный ангидрид)

Серный ангидрид SO₃ – это бесцветная жидкость, которая при температуре ниже 17^оС превращается в белую кристаллическую массу. Очень хорошо поглощает влагу (гигроскопичен).

Химические свойства

Кислотно-основные свойства

Как типичный кислотный оксид серный ангидрид взаимодействует:

а) с основаниями, образуя два типа солей – кислые (гидросульфиты) и средние (сульфаты):

SO₃ + NaOH = NaHSO₄

SO₃ + 2NaOH = Na₂SO₄ + H₂O

б) с основными оксидами:

SO₃ + CaO = CaSO₄

в) с водой:

SO₃ + H₂O = H₂SO₄

Особым свойством SO₃ является его способность хорошо растворяться в серной кислоте. Раствор SO₃ в серной кислоте имеет название олеум.

Образование олеума: H₂SO₄ + nSO₃ = H₂SO₄∙ nSO₃

Окислительно-восстановительные свойства

Оксид серы (VI) характеризуется сильными окислительными свойствами (обычно восстанавливается до SO₂):

3SO₃ + H₂S = 4SO₂ + H₂O

Получение и применение

Серный ангидрид образуется при окислении сернистого газа:

2SO₂ + O₂ = 2SO₃

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

Серная кислота H₂SO₄

Упоминания о серной кислоте впервые встречаются у арабских и европейских алхимиков. Ее получали, прокаливая на воздухе железный купорос (FeSO₄∙7H₂O): 2FeSO₄ = Fe₂O₃ + SO₃↑ + SO₂↑ либо смесь серы с селитрой: 6KNO₃ + 5S = 3K₂SO₄ + 2SO₃↑ + 3N₂↑, а выделяющиеся пары серного ангидрида конденсировали. Поглощая влагу, они превращались в олеум. В зависимости от способа приготовления H₂SO₄ 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 NO₂). 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 H₂SO₄ 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 основными оксидами:

MgO + H₂SO₄ = MgSO₄ + H₂O

б) с основаниями:

H₂SO₄ + NaOH = Na₂SO₄ + 2H₂O

в) с солями:

H₂SO₄ + BaCl₂ = BaSO₄↓ + 2HCl

Процесс взаимодействия ионов Ва²⁺ с сульфат-ионами SO₄²⁺ приводит к образованию белого нерастворимого осадка BaSO₄. Это качественная реакция на сульфат-ион.

Окислительно – восстановительные свойства

В разбавленной H₂SO₄ окислителями являются ионы водорода Н⁺, а в концентрированной – сульфат-ионы SO₄²⁺. Ионы SO₄²⁺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 водород:

Zn + H₂SO₄ = ZnSO₄ + H₂↑

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

Cu + H₂SO₄ ≠

Концентрированная серная кислота является сильным окислителем, особенно при нагревании. Она окисляет многие металлы, неметаллы 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 – SO₂.

Реакция серной кислоты с цинком фото — Реакция серной кислоты с цинком

Более активными металлами (Zn, Al, Mg) концентрированная серная кислота может восстанавливаться до свободной серы или сероводорода. Например, при взаимодействии серной кислоты с цинком, магнием, алюминием в зависимости от концентрации кислоты одновременно могут образовываться различные продукты восстановления серной кислоты – SO₂, S, H₂S:

Zn + 2H₂SO₄ = ZnSO₄ + SO₂↑ + 2H₂O

3Zn + 4H₂SO₄= 3ZnSO₄ + S↓ + 4H₂O

4Zn + 5H₂SO₄ = 4ZnSO₄ + H₂S↑ + 4H₂O

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

Fe + H₂SO₄ ≠

Концентрированная серная кислота окисляет некоторые неметаллы (серу, углерод и др.), восстанавливаясь до оксида серы (IV) SO₂:

S + 2H₂SO₄ = 3SO₂↑ + 2H₂O

C + 2H₂SO₄ = 2SO₂↑ + CO₂↑ + 2H₂O

Получение и применение

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

Получение SO₂ путем обжига пирита:

4FeS₂ + 11O₂ = 2Fe₂O₃ + 8SO₂↑

Окисление SO₂ в SO₃ в присутствии катализатора – оксида ванадия (V):

2SO₂ + O₂ = 2SO₃

Растворение SO₃ в серной кислоте:

H₂SO₄ + nSO₃ = H₂SO₄ ∙ nSO₃

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

H₂SO₄ ∙ nSO₃ + H₂O = H₂SO₄

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 CaSO₄, еще менее PbSO₄ и практически нерастворим BaSO₄). Некоторые сульфаты, содержащие кристаллизационную воду, называются купоросами:

CuSO₄ ∙ 5H₂O медный купорос

FeSO₄ ∙ 7H₂O железный купорос

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

Сульфаты активных металлов (Na, K, Ba) не разлагаются даже при 1000^оС, а других (Cu, Al, Fe) – распадаются при небольшом нагревании на оксид металла и SO₃:

Na₂SO₄ ≠

CuSO₄ = CuO + SO₃

Скачать:

Скачать бесплатно реферат на тему: «Производство серной кислоты контактным способом» Производство-серной-кислоты-контактным-способом.docx (229 Загрузок)

Скачать рефераты по другим темам можно здесь

*на изображении записи фотография медного купороса