El dióxido de azufre es un gas incoloro con un olor acre. La molécula tiene forma angular.
- Punto de fusión - -75,46 °C,
- Punto de ebullición - -10,6 °C,
- Densidad del gas - 2,92655 g/l.
Se licúa fácilmente hasta convertirse en un líquido incoloro y muy móvil a una temperatura de 25 ° C y una presión de aproximadamente 0,5 MPa.
Para la forma líquida, la densidad es 1,4619 g/cm 3 (a -10 °C).
Dióxido de azufre sólido: cristales incoloros, sistema ortorrómbico.
El dióxido de azufre se disocia notablemente sólo alrededor de los 2800 °C.
La disociación del dióxido de azufre líquido se produce según el siguiente esquema:
2SO 2 ↔ SO 2+ + SO 3 2-
Modelo tridimensional de una molécula.
La solubilidad del dióxido de azufre en agua depende de la temperatura:
- a 0 °C se disuelven 22,8 g de dióxido de azufre en 100 g de agua,
- a 20 °C - 11,5 g,
- a 90 °C - 2,1 g.
Una solución acuosa de dióxido de azufre es ácido sulfuroso H 2 SO 3.
El dióxido de azufre es soluble en etanol, H 2 SO 4, óleum, CH 3 COOH. El dióxido de azufre líquido se mezcla en cualquier proporción con SO 3. CHCl 3, CS 2, éter dietílico.
El dióxido de azufre líquido disuelve los cloruros. Los yoduros y tiocianatos metálicos no se disuelven.
Las sales disueltas en dióxido de azufre líquido se disocian.
El dióxido de azufre puede reducirse a azufre y oxidarse a compuestos de azufre hexavalentes.
El dióxido de azufre es tóxico. En una concentración de 0,03-0,05 mg/l irrita las mucosas, los órganos respiratorios y los ojos.
El principal método industrial para producir dióxido de azufre es a partir de pirita de azufre FeS 2 quemándola y procesándola posteriormente con H 2 SO 4 frío débil.
Además, el dióxido de azufre se puede producir quemando azufre y también como subproducto de la tostación de minerales de sulfuro de cobre y zinc.
El sulfuro de azufre está disponible para las plantas sólo después de convertirse a la forma de sulfato. La mayor parte del azufre está presente en el suelo como parte de compuestos orgánicos que no son absorbidos por las plantas. Sólo después de la mineralización de las sustancias orgánicas y la transición del azufre a la forma de sulfato, el azufre orgánico queda disponible para las plantas.
La industria química no produce fertilizantes con el principal ingrediente activo dióxido de azufre. Sin embargo, se encuentra como impureza en muchos fertilizantes. Estos incluyen fosfoyeso, superfosfato simple, sulfato de amonio, sulfato de potasio, magnesia potásica, yeso, cenizas de esquisto bituminoso, estiércol, turba y muchos otros.
Absorción de dióxido de azufre por las plantas.
El azufre ingresa a las plantas a través de las raíces en forma. SO 4 2- y sale en forma de dióxido de azufre. Al mismo tiempo, la absorción de azufre de la atmósfera cubre hasta el 80% de las necesidades de este elemento por parte de las plantas. En este sentido, cerca de los centros industriales, donde la atmósfera es rica en dióxido de azufre, las plantas están bien abastecidas de azufre. En zonas remotas, la cantidad de dióxido de azufre en las precipitaciones y en la atmósfera se reduce considerablemente y la nutrición de las plantas con azufre depende de su presencia en el suelo.
El óxido de azufre (dióxido de azufre, dióxido de azufre, dióxido de azufre) es un gas incoloro que, en condiciones normales, tiene un olor característico acre (similar al olor de una cerilla encendida). Se licua bajo presión a temperatura ambiente. El dióxido de azufre es soluble en agua y se forma ácido sulfúrico inestable. Esta sustancia también es soluble en ácido sulfúrico y etanol. Este es uno de los principales componentes que forman los gases volcánicos.
Dióxido de azufre
La producción industrial de SO2 (dióxido de azufre) implica quemar azufre o tostar sulfuros (se utiliza principalmente pirita).
4FeS2 (pirita) + 11O2 = 2Fe2O3 + 8SO2 (dióxido de azufre).
En un laboratorio, el dióxido de azufre se puede producir tratando hidrosulfitos y sulfitos con ácidos fuertes. En este caso, el ácido sulfuroso resultante se descompone inmediatamente en agua y dióxido de azufre. Por ejemplo:
Na2SO3 + H2SO4 (ácido sulfúrico) = Na2SO4 + H2SO3 (ácido sulfuroso).
H2SO3 (ácido sulfuroso) = H2O (agua) + SO2 (dióxido de azufre).
El tercer método para producir dióxido de azufre implica la acción de ácido sulfúrico concentrado sobre metales poco activos cuando se calienta. Por ejemplo: Cu (cobre) + 2H2SO4 (ácido sulfúrico) = CuSO4 (sulfato de cobre) + SO2 (dióxido de azufre) + 2H2O (agua).
Propiedades químicas del dióxido de azufre.
La fórmula del dióxido de azufre es SO3. Esta sustancia pertenece a los óxidos ácidos.
1. El dióxido de azufre se disuelve en agua y produce ácido sulfuroso. En condiciones normales, esta reacción es reversible.
SO2 (dióxido de azufre) + H2O (agua) = H2SO3 (ácido sulfuroso).
2. Con los álcalis, el dióxido de azufre forma sulfitos. Por ejemplo: 2NaOH (hidróxido de sodio) + SO2 (dióxido de azufre) = Na2SO3 (sulfito de sodio) + H2O (agua).
3. La actividad química del dióxido de azufre es bastante alta. Las propiedades reductoras del dióxido de azufre son las más pronunciadas. En tales reacciones, aumenta el estado de oxidación del azufre. Por ejemplo: 1) SO2 (dióxido de azufre) + Br2 (bromo) + 2H2O (agua) = H2SO4 (ácido sulfúrico) + 2HBr (bromuro de hidrógeno); 2) 2SO2 (dióxido de azufre) + O2 (oxígeno) = 2SO3 (sulfito); 3) 5SO2 (dióxido de azufre) + 2KMnO4 (permanganato de potasio) + 2H2O (agua) = 2H2SO4 (ácido sulfúrico) + 2MnSO4 (sulfato de manganeso) + K2SO4 (sulfato de potasio).
La última reacción es un ejemplo de reacción cualitativa al SO2 y SO3. La solución se vuelve de color púrpura.)
4. En presencia de agentes reductores fuertes, el dióxido de azufre puede presentar propiedades oxidantes. Por ejemplo, para extraer azufre de los gases de escape en la industria metalúrgica se utiliza la reducción del dióxido de azufre con monóxido de carbono (CO): SO2 (dióxido de azufre) + 2CO (monóxido de carbono) = 2CO2 + S (azufre).
Además, las propiedades oxidantes de esta sustancia se aprovechan para obtener ácido fosfórico: PH3 (fosfina) + SO2 (dióxido de azufre) = H3PO2 (ácido fosfórico) + S (azufre).
¿Dónde se utiliza el dióxido de azufre?
El dióxido de azufre se utiliza principalmente para producir ácido sulfúrico. También se utiliza en la elaboración de bebidas con bajo contenido de alcohol (vino y otras bebidas de precio medio). Debido a la propiedad de este gas de matar diversos microorganismos, se utiliza para fumigar almacenes y almacenes de verduras. Además, el óxido de azufre se utiliza para blanquear lana, seda y paja (aquellos materiales que no se pueden blanquear con cloro). En los laboratorios, el dióxido de azufre se utiliza como disolvente y para obtener diversas sales de ácido sulfuroso.
Efectos fisiológicos
El dióxido de azufre tiene fuertes propiedades tóxicas. Los síntomas de intoxicación son tos, secreción nasal, ronquera, un sabor peculiar en la boca y dolor de garganta intenso. Cuando se inhala dióxido de azufre en altas concentraciones, se produce dificultad para tragar y asfixia, alteraciones del habla, náuseas y vómitos y puede desarrollarse edema pulmonar agudo.
MPC de dióxido de azufre:
- en el interior - 10 mg/m³;
- exposición máxima diaria media única en el aire atmosférico: 0,05 mg/m³.
La sensibilidad al dióxido de azufre varía entre individuos, plantas y animales. Por ejemplo, entre los árboles los más resistentes son el roble y el abedul, y los menos resistentes son el abeto y el pino.
El estado de oxidación +4 del azufre es bastante estable y se manifiesta en tetrahaluros de SHal 4, oxodihaluros de SOHal 2, dióxido de SO 2 y sus aniones correspondientes. Nos familiarizaremos con las propiedades del dióxido de azufre y el ácido sulfuroso.
1.11.1. Óxido de azufre (IV) Estructura de la molécula de so2
La estructura de la molécula de SO 2 es similar a la estructura de la molécula de ozono. El átomo de azufre se encuentra en un estado de hibridación sp 2, la forma de los orbitales es un triángulo regular y la forma de la molécula es angular. El átomo de azufre tiene un par de electrones solitario. La longitud del enlace S – O es de 0,143 nm y el ángulo del enlace es de 119,5°.
La estructura corresponde a las siguientes estructuras resonantes:
A diferencia del ozono, la multiplicidad del enlace S-O es 2, es decir, la principal contribución la realiza la primera estructura de resonancia. La molécula se caracteriza por una alta estabilidad térmica.
Propiedades físicas
En condiciones normales, el dióxido de azufre o dióxido de azufre es un gas incoloro con un fuerte olor sofocante, punto de fusión -75 °C, punto de ebullición -10 °C. Es muy soluble en agua; a 20 °C, se disuelven 40 volúmenes de dióxido de azufre en 1 volumen de agua. Gas toxico.
Propiedades químicas del óxido de azufre (IV)
El dióxido de azufre es muy reactivo. El dióxido de azufre es un óxido ácido. Es bastante soluble en agua para formar hidratos. También reacciona parcialmente con el agua, formando ácido sulfuroso débil, que no se libera individualmente:
SO 2 + H 2 O = H 2 SO 3 = H + + HSO 3 - = 2H + + SO 3 2- .
Como resultado de la disociación, se forman protones, por lo que la solución tiene un ambiente ácido.
Cuando se hace pasar gas dióxido de azufre a través de una solución de hidróxido de sodio, se forma sulfito de sodio. El sulfito de sodio reacciona con el exceso de dióxido de azufre para formar hidrosulfito de sodio:
2NaOH + SO 2 = Na 2 SO 3 + H 2 O;
Na 2 SO 3 + SO 2 = 2NaHSO 3.
El dióxido de azufre se caracteriza por la dualidad redox, por ejemplo, presenta propiedades reductoras y decolora el agua con bromo:
SO 2 + Br 2 + 2H 2 O = H 2 SO 4 + 2HBr
y solución de permanganato de potasio:
5SO 2 + 2KMnO 4 + 2H 2 O = 2KНSO 4 + 2MnSO 4 + H 2 SO 4.
oxidado por oxígeno a anhídrido sulfúrico:
2SO 2 + O 2 = 2SO 3.
Presenta propiedades oxidantes al interactuar con agentes reductores fuertes, por ejemplo:
SO 2 + 2CO = S + 2CO 2 (a 500 °C, en presencia de Al 2 O 3);
SO 2 + 2H 2 = S + 2H 2 O.
Preparación de óxido de azufre (IV)
Combustión de azufre en el aire.
S + O 2 = ASI 2.
Oxidación de sulfuros
4FeS 2 + 11O 2 = 2Fe 2 O 3 + 8SO 2.
Efecto de los ácidos fuertes sobre los sulfitos metálicos.
Na 2 SO 3 + 2H 2 SO 4 = 2NaHSO 4 + H 2 O + SO 2.
1.11.2. Ácido sulfuroso y sus sales.
Cuando el dióxido de azufre se disuelve en agua, se forma ácido sulfuroso débil, la mayor parte del SO 2 disuelto está en forma hidratada SO 2·H 2 O, al enfriarse también se libera hidrato cristalino, solo una pequeña parte del; Las moléculas de ácido sulfuroso se disocian en iones sulfito e hidrosulfito. En estado libre, el ácido no se libera.
Al ser dibásico, forma dos tipos de sales: medias - sulfitos y ácidas - hidrosulfitos. Sólo los sulfitos de metales alcalinos y los hidrosulfitos de metales alcalinos y alcalinotérreos se disuelven en agua.
El dióxido de azufre tiene una estructura molecular similar a la del ozono. El átomo de azufre en el centro de la molécula está unido a dos átomos de oxígeno. Este producto gaseoso de la oxidación del azufre es incoloro, emite un olor acre y se condensa fácilmente en un líquido transparente cuando cambian las condiciones. La sustancia es muy soluble en agua y tiene propiedades antisépticas. El SO 2 se produce en grandes cantidades en la industria química, concretamente en el ciclo de producción de ácido sulfúrico. El gas se utiliza ampliamente para procesar productos agrícolas y alimenticios, así como para blanquear tejidos en la industria textil.
Nombres sistemáticos y triviales de sustancias.
Es necesario comprender la variedad de términos relacionados con un mismo compuesto. El nombre oficial del compuesto, cuya composición química se refleja en la fórmula SO 2, es dióxido de azufre. La IUPAC recomienda utilizar este término y su equivalente en inglés: dióxido de azufre. Los libros de texto para escuelas y universidades mencionan con mayor frecuencia otro nombre: óxido de azufre (IV). El número romano entre paréntesis indica la valencia del átomo de S. El oxígeno en este óxido es divalente y el número de oxidación del azufre es +4. En la literatura técnica se utilizan términos obsoletos como dióxido de azufre, anhídrido de ácido sulfúrico (producto de su deshidratación).
Composición y características de la estructura molecular del SO 2.
La molécula de SO 2 está formada por un átomo de azufre y dos átomos de oxígeno. Entre los enlaces covalentes existe un ángulo de 120°. En el átomo de azufre se produce la hibridación sp2: las nubes de uno sy dos electrones p están alineadas en forma y energía. Son quienes participan en la formación de un enlace covalente entre azufre y oxígeno. En el par O-S, la distancia entre los átomos es de 0,143 nm. El oxígeno es un elemento más electronegativo que el azufre, lo que significa que los pares de electrones enlazantes se desplazan desde el centro hacia las esquinas exteriores. Toda la molécula también está polarizada, el polo negativo son los átomos de O, el polo positivo es el átomo de S.
Algunos parámetros físicos del dióxido de azufre.
El óxido de azufre tetravalente, en condiciones ambientales normales, conserva un estado de agregación gaseoso. La fórmula del dióxido de azufre permite determinar su masa molecular y molar relativa: Mr(SO 2) = 64,066, M = 64,066 g/mol (se puede redondear a 64 g/mol). Este gas es casi 2,3 veces más pesado que el aire (M(aire) = 29 g/mol). El dióxido tiene un olor fuerte y específico a azufre quemado, que es difícil de confundir con cualquier otro. Es desagradable, irrita las mucosas de los ojos y provoca tos. Pero el óxido de azufre (IV) no es tan venenoso como el sulfuro de hidrógeno.
Bajo presión a temperatura ambiente, el gas dióxido de azufre se licua. A bajas temperaturas, la sustancia está en estado sólido y se funde a -72...-75,5 °C. Con un nuevo aumento de temperatura aparece líquido y a -10,1 °C se forma nuevamente gas. Las moléculas de SO 2 son térmicamente estables; la descomposición en azufre atómico y oxígeno molecular se produce a temperaturas muy altas (alrededor de 2800 ºC).
Solubilidad e interacción con el agua.
El dióxido de azufre, cuando se disuelve en agua, reacciona parcialmente con ella para formar un ácido sulfuroso muy débil. En el momento de su recepción, se descompone inmediatamente en anhídrido y agua: SO 2 + H 2 O ↔ H 2 SO 3. De hecho, no es ácido sulfuroso lo que está presente en la solución, sino moléculas de SO 2 hidratadas. El gas dióxido reacciona mejor con agua fría y su solubilidad disminuye al aumentar la temperatura. En condiciones normales, se pueden disolver hasta 40 volúmenes de gas en 1 volumen de agua.
Dióxido de azufre en la naturaleza.
Durante las erupciones se liberan cantidades importantes de dióxido de azufre con los gases volcánicos y la lava. Muchos tipos de actividades antropogénicas también conducen a mayores concentraciones de SO 2 en la atmósfera.
Las plantas metalúrgicas liberan dióxido de azufre al aire, donde los gases residuales no se capturan durante la tostación del mineral. Muchos tipos de combustibles fósiles contienen azufre; como resultado, se liberan volúmenes importantes de dióxido de azufre al aire atmosférico cuando se quema carbón, petróleo, gas y combustible obtenido de ellos. El dióxido de azufre se vuelve tóxico para los humanos en concentraciones en el aire superiores al 0,03%. Una persona comienza a experimentar dificultad para respirar y pueden aparecer síntomas parecidos a bronquitis y neumonía. Concentraciones muy altas de dióxido de azufre en la atmósfera pueden provocar una intoxicación grave o la muerte.
Dióxido de azufre: producción en el laboratorio y en la industria.
Métodos de laboratorio:
- Cuando se quema azufre en un matraz con oxígeno o aire, se obtiene dióxido según la fórmula: S + O 2 = SO 2.
- Puede actuar sobre las sales de ácido sulfúrico con ácidos inorgánicos más fuertes, es mejor tomar ácido clorhídrico, pero puede usar ácido sulfúrico diluido:
- Na2SO3 + 2HCl = 2NaCl + H2SO3;
- Na2SO3 + H2SO4 (diluido) = Na2SO4 + H2SO3;
- H2SO3 = H2O + SO2.
3. Cuando el cobre reacciona con ácido sulfúrico concentrado, no se libera hidrógeno, sino dióxido de azufre:
2H 2 SO 4 (conc.) + Cu = CuSO 4 + 2H 2 O + SO 2.
Métodos modernos de producción industrial de dióxido de azufre:
- Oxidación del azufre natural cuando se quema en hornos especiales: S + O 2 = SO 2.
- Pirita de hierro de cocción (pirita).
Propiedades químicas básicas del dióxido de azufre.
El dióxido de azufre es un compuesto químicamente activo. En los procesos redox, esta sustancia suele actuar como agente reductor. Por ejemplo, cuando el bromo molecular reacciona con dióxido de azufre, los productos de la reacción son ácido sulfúrico y bromuro de hidrógeno. Las propiedades oxidantes del SO 2 aparecen si este gas se hace pasar a través de agua con sulfuro de hidrógeno. Como resultado, se libera azufre, se produce la autooxidación-autorreducción: SO 2 + 2H 2 S = 3S + 2H 2 O.
El dióxido de azufre exhibe propiedades ácidas. Corresponde a uno de los ácidos más débiles e inestables: el sulfuroso. Este compuesto no existe en su forma pura; las propiedades ácidas de una solución de dióxido de azufre se pueden detectar mediante indicadores (el tornasol se vuelve rosa). El ácido sulfuroso produce sales medias (sulfitos y ácidas) hidrosulfitos. Entre ellos se encuentran compuestos estables.
El proceso de oxidación del azufre en dióxido al estado hexavalente en anhídrido sulfúrico es catalítico. La sustancia resultante se disuelve energéticamente en agua y reacciona con moléculas de H 2 O. La reacción es exotérmica, se forma ácido sulfúrico, o más bien su forma hidratada.
Usos prácticos del dióxido de azufre.
El principal método de producción industrial de ácido sulfúrico, que requiere dióxido elemental, consta de cuatro etapas:
- Obtención de dióxido de azufre mediante la quema de azufre en hornos especiales.
- Purificación del dióxido de azufre resultante de todo tipo de impurezas.
- Oxidación adicional a azufre hexavalente en presencia de un catalizador.
- Absorción de trióxido de azufre por el agua.
Anteriormente, casi todo el dióxido de azufre necesario para producir ácido sulfúrico a escala industrial se obtenía tostando pirita como subproducto de la fabricación de acero. Los nuevos tipos de procesamiento de materias primas metalúrgicas utilizan menos combustión del mineral. Por tanto, el azufre natural se ha convertido en los últimos años en el principal material de partida para la producción de ácido sulfúrico. Las importantes reservas globales de esta materia prima y su disponibilidad permiten organizar un procesamiento a gran escala.
El dióxido de azufre se utiliza ampliamente no sólo en la industria química, sino también en otros sectores de la economía. Las fábricas textiles utilizan esta sustancia y los productos de su reacción química para blanquear tejidos de seda y lana. Este es un tipo de blanqueo sin cloro que no destruye las fibras.
El dióxido de azufre tiene excelentes propiedades desinfectantes y se utiliza en la lucha contra hongos y bacterias. El dióxido de azufre se utiliza para fumigar almacenes agrícolas, toneles de vino y bodegas. El SO 2 se utiliza en la industria alimentaria como sustancia conservante y antibacteriana. Lo agregan a los almíbares y remojan frutas frescas en él. Sulfitización
El jugo de remolacha azucarera decolora y desinfecta las materias primas. Los purés y jugos de verduras enlatados también contienen dióxido de azufre como antioxidante y conservante.
En los procesos redox, el dióxido de azufre puede ser tanto un agente oxidante como un agente reductor porque el átomo de este compuesto tiene un estado de oxidación intermedio de +4.
Cómo reacciona el SO 2 con agentes reductores más fuertes, como:
SO 2 + 2H 2 S = 3S↓ + 2H 2 O
Cómo reacciona el agente reductor SO 2 con agentes oxidantes más fuertes, por ejemplo en presencia de un catalizador, con, etc.:
2SO2 + O2 = 2SO3
SO 2 + Cl 2 + 2H 2 O = H 2 SO 3 + 2HCl
Recibo
1) El dióxido de azufre se forma cuando el azufre se quema:
2) En la industria se obtiene tostando pirita:
3) En el laboratorio se puede obtener dióxido de azufre:
Cu + 2H 2 SO 4 = CuSO 4 + SO 2 + 2H 2 O
Solicitud
El dióxido de azufre se utiliza ampliamente en la industria textil para blanquear diversos productos. Además, se utiliza en agricultura para destruir microorganismos nocivos en invernaderos y sótanos. Se utilizan grandes cantidades de SO 2 para producir ácido sulfúrico.
Óxido de azufre (VI) – ENTONCES 3 (anhídrido sulfúrico)
El anhídrido sulfúrico SO 3 es un líquido incoloro que a temperaturas inferiores a 17 o C se convierte en una masa cristalina blanca. Absorbe muy bien la humedad (higroscópico).
Propiedades químicas
Propiedades ácido-base
Cómo reacciona un óxido de ácido típico, el anhídrido sulfúrico:
SO 3 + CaO = CaSO 4
c) con agua:
SO 3 + H 2 O = H 2 SO 4
Una propiedad especial del SO 3 es su capacidad para disolverse bien en ácido sulfúrico. Una solución de SO 3 en ácido sulfúrico se llama óleum.
Formación de óleum: H 2 SO 4 + norte ASI 3 = H 2 ASI 4 ∙ norte Entonces 3
Propiedades redox
El óxido de azufre (VI) se caracteriza por fuertes propiedades oxidantes (generalmente reducido a SO 2):
3SO 3 + H 2 S = 4SO 2 + H 2 O
Recepción y uso
El anhídrido sulfúrico se forma por oxidación del dióxido de azufre:
2SO2 + O2 = 2SO3
En su forma pura, el anhídrido sulfúrico no tiene importancia práctica. Se obtiene como producto intermedio en la producción de ácido sulfúrico.
H2SO4
La mención del ácido sulfúrico se encuentra por primera vez entre los alquimistas árabes y europeos. Se obtuvo calcinando sulfato de hierro (FeSO 4 ∙ 7H 2 O) en aire: 2FeSO 4 = Fe 2 O 3 + SO 3 + SO 2 o una mezcla con: 6KNO 3 + 5S = 3K 2 SO 4 + 2SO 3 + 3N 2, y los vapores de anhídrido sulfúrico liberados se condensaron. Al absorber la humedad, se convirtieron en oleum. Dependiendo del método de preparación, el H 2 SO 4 se denominaba aceite de vitriolo o aceite de azufre. En 1595, el alquimista Andreas Liebavius estableció la identidad de ambas sustancias.
Durante mucho tiempo, el aceite de vitriolo no se utilizó mucho. El interés por él aumentó considerablemente a partir del siglo XVIII. Se descubrió el proceso de obtención de índigo carmín, un tinte azul estable, a partir del índigo. La primera fábrica para la producción de ácido sulfúrico se fundó cerca de Londres en 1736. El proceso se llevaba a cabo en cámaras de plomo, en cuyo fondo se vertía agua. En la parte superior de la cámara se quemó una mezcla fundida de salitre y azufre y luego se introdujo aire en ella. El procedimiento se repitió hasta que se formó un ácido de la concentración requerida en el fondo del recipiente.
En el siglo 19 Se mejoró el método: en lugar de salitre, se empezó a utilizar ácido nítrico (que cede al descomponerse en la cámara). Para devolver los gases nitrosos al sistema se construyeron torres especiales, que dieron el nombre a todo el proceso: proceso de torre. Hoy en día todavía existen fábricas que funcionan con el método de la torre.
El ácido sulfúrico es un líquido oleoso pesado, incoloro e inodoro, higroscópico; se disuelve bien en agua. Cuando el ácido sulfúrico concentrado se disuelve en agua, se libera una gran cantidad de calor, por lo que se debe verter con cuidado en el agua (¡y no al revés!) y mezclar la solución.
Una solución de ácido sulfúrico en agua con un contenido de H 2 SO 4 inferior al 70% suele denominarse ácido sulfúrico diluido y una solución superior al 70% es ácido sulfúrico concentrado.
Propiedades químicas
Propiedades ácido-base
El ácido sulfúrico diluido presenta todas las propiedades características de los ácidos fuertes. Ella reacciona:
H 2 SO 4 + NaOH = Na 2 SO 4 + 2H 2 O
H 2 SO 4 + BaCl 2 = BaSO 4 ↓ + 2HCl
El proceso de interacción de los iones Ba 2+ con los iones sulfato SO 4 2+ conduce a la formación de un precipitado blanco insoluble BaSO 4 . Este reacción cualitativa al ion sulfato.
Propiedades redox
En H 2 SO 4 diluido los agentes oxidantes son iones H +, y en H 2 SO 4 concentrado los agentes oxidantes son iones sulfato SO 4 2+. Los iones SO 4 2+ son agentes oxidantes más fuertes que los iones H + (ver diagrama). 
EN ácido sulfúrico diluido Los metales que están en la serie de voltaje electroquímico se disuelven. al hidrógeno. En este caso se forman sulfatos metálicos y se libera lo siguiente:
Zn + H 2 SO 4 = ZnSO 4 + H 2
Los metales que se encuentran después del hidrógeno en la serie de voltaje electroquímico no reaccionan con el ácido sulfúrico diluido:
Cu + H 2 SO 4 ≠
Ácido sulfúrico concentrado Es un agente oxidante fuerte, especialmente cuando se calienta. Oxida muchas y algunas sustancias orgánicas.
Cuando el ácido sulfúrico concentrado interactúa con metales que se encuentran después del hidrógeno en la serie de voltaje electroquímico (Cu, Ag, Hg), se forman sulfatos metálicos, así como el producto de reducción del ácido sulfúrico, SO 2.
Reacción del ácido sulfúrico con zinc. Con metales más activos (Zn, Al, Mg), el ácido sulfúrico concentrado se puede reducir a ácido sulfúrico libre. Por ejemplo, cuando el ácido sulfúrico reacciona, dependiendo de la concentración del ácido, se pueden formar simultáneamente varios productos de reducción del ácido sulfúrico: 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
En frío, el ácido sulfúrico concentrado pasiva, por ejemplo, algunos metales y, por eso, se transporta en depósitos de hierro:
Fe + H 2 SO 4 ≠
El ácido sulfúrico concentrado oxida algunos no metales (, etc.), reduciéndolos a óxido de azufre (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
Recepción y uso
En la industria, el ácido sulfúrico se produce por contacto. El proceso de obtención se produce en tres etapas:
- Obtención de SO 2 por tostación de pirita:
4FeS 2 + 11O 2 = 2Fe 2 O 3 + 8SO 2
- Oxidación de SO 2 a SO 3 en presencia de un catalizador – óxido de vanadio (V):
2SO2 + O2 = 2SO3
- Disolución de SO 3 en ácido sulfúrico:
H2SO4+ norte ASI 3 = H 2 ASI 4 ∙ norte Entonces 3
El oleum resultante se transporta en tanques de hierro. El ácido sulfúrico de la concentración requerida se obtiene del oleum agregándolo al agua. Esto se puede expresar mediante el diagrama:
H2SO4∙ norte SO 3 + H 2 O = H 2 SO 4
El ácido sulfúrico encuentra una variedad de aplicaciones en una amplia variedad de áreas de la economía nacional. Se utiliza para secar gases, en la producción de otros ácidos, para la producción de fertilizantes, colorantes diversos y medicamentos.
Sales de ácido sulfúrico
La mayoría de los sulfatos son muy solubles en agua (CaSO 4 es ligeramente soluble, PbSO 4 es incluso menos soluble y BaSO 4 es prácticamente insoluble). Algunos sulfatos que contienen agua de cristalización se denominan vitriolos:
CuSO 4 ∙ 5H 2 O sulfato de cobre
FeSO 4 ∙ 7H 2 O sulfato de hierro
Todo el mundo tiene sales de ácido sulfúrico. Su relación con el calor es especial.
Los sulfatos de metales activos (,) no se descomponen ni siquiera a 1000 o C, mientras que otros (Cu, Al, Fe) se descomponen con un ligero calentamiento en óxido metálico y SO 3:
CuSO 4 = CuO + SO 3
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*en la imagen de grabación hay una fotografía de sulfato de cobre.