Диоксид серы - бесцветный газ с резким запахом. Молекула имеет угловую форму.
- Температура плавления - -75,46 °С,
- Температура кипения - -10,6 °С,
- Плотность газа - 2,92655 г/л.
Легко сжижается в бесцветную легкоподвижную жидкость при температуре 25 °С и давлении около 0,5 МПа.
Для жидкой формы плотность равна 1,4619 г/см 3 (при - 10 °С).
Твердый диоксид серы - бесцветные кристаллы, ромбической сингонии.
Диоксид серы заметно диссоциирует только около 2800 °С.
Диссоциация жидкого диоксида серы проходит по схеме:
2SO 2 ↔ SO 2+ + SO 3 2-
Трехмерная модель молекулы
Растворимость диоксида серы в воде зависит от температуры:
- при 0 °С в 100 г воды растворяется 22,8 г диоксида серы,
- при 20 °С - 11,5 г,
- при 90 °С - 2,1 г.
Водный раствор диоксида серы - это сернистая кислота H 2 SO 3.
Диоксид серы растворим в этаноле, H 2 SO 4 , олеуме, CH 3 COOH. Жидкий сернистый ангидрид смешивается в любых соотношениях с SO 3. CHCl 3 , CS 2 , диэтиловым эфиром.
Жидкий сернистый ангидрид растворяет хлориды. Иодиды и роданиды металлов не растворяются.
Соли, растворенные в жидком диоксиде серы, диссоциируют.
Диоксид серы способен восстанавливаться до серы и окисляться до шестивалентных соединений серы.
Диоксид серы токсичен. При концентрации 0,03-0,05 мг/л раздражает слизистые оболочки, органы дыхания, глаза.
Основной промышленный способ получения диоксида серы - из серного колчедана FeS 2 путем его сжигания и дальнейшей обработки слабой холодной H 2 SO 4.
Кроме того, серный диоксид можно получить путем сжигания серы, а также как побочный продукт обжига медных и цинковых сульфидных руд.
Сульфидная сера доступна растениям только после перехода в сульфатную форму. Большая часть серы присутствует в почве в составе органических соединений, не усваиваемых растениями. Только после минерализации органических веществ и перехода серы в сульфатную форму органическая сера становится доступной для растений.
Химическая промышленность не выпускает удобрений с основным действующим веществом диоксидом серы. Однако в качестве примесей он содержится во многих удобрениях. К ним относятся фосфогипс, простой суперфосфат, сульфат аммония, сульфат калия, калимагнезия, гипс, сланцевая зола, навоз, торф и многие другие.
Поглощение диоксида серы растениями
Сера поступает в растения через корни в виде SO 4 2- и листья в виде диоксида серы. При этом поглощение серы из атмосферы обеспечивает до 80 % потребности растений в данном элементе. В связи с этим вблизи промышленных центров, где атмосфера богата диоксидом серы, растения хорошо обеспечены серой. В удаленных районах количество сернистого ангидрида в осадках и атмосфере сильно снижается и питание растений серой зависит от ее наличия в почве.
Оксид серы (сернистый газ, серы диоксид, ангидрид сернистый) - это бесцветный газ, имеющий в в нормальных условиях резкий характерный запах (похож на запах загорающейся спички). Сжижается под давлением при комнатной температуре. Сернистый газ растворим в воде, при этом образуется нестойкая серная кислота. Также это вещество растворяется в серной кислоте и этаноле. Это один из основных компонентов, входящих в состав вулканических газов.
Сернистый газ
Получение SO2 - диоксида серы - промышленным способом заключается в сжигании серы или обжиге сульфидов (используется в основном пирит).
4FeS2 (пирит) + 11O2 = 2Fe2O3 + 8SO2 (сернистый газ).
В условиях лаборатории сернистый газ можно получить путем воздействия сильных кислот на гидросульфиты и сульфиты. При этом получившаяся сернистая кислота сразу распадается на воду и сернистый газ. Например:
Na2SO3 + H2SO4 (серная кислота) = Na2SO4 + H2SO3 (сернистая кислота).
H2SO3 (сернистая кислота) = H2O (вода) + SO2 (сернистый газ).
Третий способ получения сернистого ангидрида заключается в воздействии концентрированной серной кислоты при нагревании на малоактивные металлы. Например: Cu (медь) + 2H2SO4 (серная кислота) = CuSO4 (сульфат меди) + SO2 (диоксид серы) + 2H2O (вода).
Химические свойства диоксида серы
Формула сернистого газа - SO3. Это вещество относится к кислотный оксидам.
1. Диоксид серы растворяется в воде, при этом образуется сернистая кислота. В обычных условиях данная реакция обратима.
SO2 (диоксид серы) + H2O (вода) = H2SO3 (сернистая кислота).
2. С щелочами диоксид серы образует сульфиты. Например: 2NaOH (гидроксид натрия) + SO2 (сернистый газ)= Na2SO3 (сульфит натрия) + H2O (вода).
3. Химическая активность сернистого газа достаточно велика. Наиболее выражены восстановительные свойства сернистого ангидрида. В таких реакциях степень окисления серы повышается. Например: 1) SO2 (диоксид серы) + Br2 (бром) + 2H2O (вода) = H2SO4 (серная кислота) + 2HBr (бромоводород); 2) 2SO2 (диоксид серы) + O2 (кислород) = 2SO3 (сульфит); 3) 5SO2 (диоксид серы) + 2KMnO4 (перманганат калия) + 2H2O (вода) = 2H2SO4 (серная кислота) + 2MnSO4 (сульфат марганца) + K2SO4 (сульфат калия).
Последняя реакция - это пример качественной реакции на SO2 и SO3. Происходит обесцвечивание раствора фиолетового цвета).
4. В условиях присутствия сильных восстановителей сернистый ангидрид может проявлять свойства окислительные. Например, для того чтобы в металлургической промышленности извлечь серу из отходящих газов, используют восстановление диоксида серы оксидом углерода (CO): SO2 (диоксид серы) + 2CO (оксид углерода) = 2CO2 + S (сера).
Также окислительные свойства этого вещества используют в целях получения фосфорноваристой ксилоты: PH3 (фосфин) + SO2 (сернистый газ) = H3PO2 (фосфорноваристая кислота) + S (сера).
Где применяют сернистый газ
В основном диоксид серы используют для получения кислоты серной. Также его применяют как в производстве слабоалкогольных напитков (вино и другие напитки средней ценовой категории). Благодаря свойству этого газа убивать различные микроорганизмы, им окуривают складские помещения и овощехранилища. Помимо этого, оксид серы используют для отбеливания шерсти, шелка, соломы (тех материалов, которые нельзя отбелить хлором). В лабораториях сернистый газ применяют в качестве растворителя и в целях получения различных солей кислоты сернистой.
Физиологическое воздействие
Сернистый газ обладает сильными токсическими свойствами. Симптомы отравления - это кашель, насморк, охриплость голоса, своеобразный привкус во рту, сильное першение в горле. При вдыхании диоксида серы в высоких концентрациях возникает затруднение глотания и удушье, расстройство речи, тошнота и рвота, возможно развитие острого отека легких.
ПДК сернистого газа:
- в помещении - 10 мг/м³;
- среднесуточная максимально-разовая в атмосферном воздухе - 0,05 мг/м³.
Чувствительность к диоксиду серы у отдельных людей, растений и животных различна. Например, среди деревьев наиболее устойчивы дуб и береза, а наименее - ель и сосна.
Степень окисления +4 для серы является довольно устойчивой и проявляется в тетрагалогенидах SHal 4 , оксодигалогенидах SOHal 2 , диоксиде SO 2 и в отвечающих им анионах. Мы познакомимся со свойствами диоксида серы и сернистой кислоты.
1.11.1. Оксид серы (IV) Строение молекулы so2
Строение молекулы SO 2 аналогично строению молекулы озона. Атом серы находится в состоянии sp 2 -гибридизации, форма расположения орбиталей – правильный треугольник, форма молекулы – угловая. На атоме серы имеется неподеленная электронная пара. Длина связи S – O равна 0,143 нм, валентный угол составляет 119,5°.
Строение соответствует следующим резонансным структурам:
В отличие от озона, кратность связи S – O равна 2, то есть основной вклад вносит первая резонансная структура. Молекула отличается высокой термической устойчивостью.
Физические свойства
При обычных условиях диоксид серы или сернистый газ – бесцветный газ с резким удушливым запахом, температура плавления -75 °С, температура кипения -10 °С. Хорошо растворим в воде, при 20 °С в 1 объеме воды растворяется 40 объемов сернистого газа. Токсичный газ.
Химические свойства оксида серы (IV)
Сернистый газ обладает высокой реакционной способностью. Диоксид серы – кислотный оксид. Он довольно хорошо растворим в воде с образованием гидратов. Также он частично взаимодействует с водой, образуя слабую сернистую кислоту, которая не выделена в индивидуальном виде:
SO 2 + H 2 O = H 2 SO 3 = H + + HSO 3 - = 2H + + SO 3 2- .
В результате диссоциации образуются протоны, поэтому раствор имеет кислую среду.
При пропускании газообразного диоксида серы через раствор гидроксида натрия образуется сульфит натрия. Сульфит натрия реагирует с избытком диоксида серы и образуется гидросульфит натрия:
2NaOH + SO 2 = Na 2 SO 3 + H 2 O;
Na 2 SO 3 + SO 2 = 2NaHSO 3 .
Для сернистого газа характерна окислительно-восстановительная двойственность, например, он, проявляя восстановительные свойства, обесцвечивает бромную воду:
SO 2 + Br 2 + 2H 2 O = H 2 SO 4 + 2HBr
и раствор перманганата калия:
5SO 2 + 2KMnO 4 + 2H 2 O = 2KНSO 4 + 2MnSO 4 + H 2 SO 4 .
окисляется кислородом в серный ангидрид:
2SO 2 + O 2 = 2SO 3 .
Окислительные свойства проявляет при взаимодействии с сильными восстановителями, например:
SO 2 + 2CO = S + 2CO 2 (при 500 °С, в присутствии Al 2 O 3);
SO 2 + 2H 2 = S + 2H 2 O.
Получение оксида серы (IV)
Сжигание серы на воздухе
S + O 2 = SO 2 .
Окисление сульфидов
4FeS 2 + 11O 2 = 2Fe 2 O 3 + 8SO 2 .
Действие сильных кислот на сульфиты металлов
Na 2 SO 3 + 2H 2 SO 4 = 2NaHSO 4 + H 2 O + SO 2 .
1.11.2. Сернистая кислота и её соли
При растворении диоксида серы в воде образуется слабая сернистая кислота, основная масса растворенного SO 2 находится в виде гидратированной формы SO 2 ·H 2 O, при охлаждении также выделяется кристаллогидрат, лишь небольшая часть молекул сернистой кислоты диссоциирует на сульфит- и гидросульфит-ионы. В свободном состоянии кислота не выделена.
Будучи двухосновной, образует два типа солей: средние – сульфиты и кислые – гидросульфиты. В воде растворяются лишь сульфиты щелочных металлов и гидросульфиты щелочных и щелочно-земельных металлов.
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:
- При сжигании серы в колбе с кислородом или воздухом получается диоксид по формуле: S + O 2 = SO 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:
- Окисления природной серы при ее сжигании в специальных топках: S + О 2 = SO 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:
- Получение сернистого ангидрида при сжигании серы в особых печах.
- Очищение полученного диоксида серы от всевозможных примесей.
- Дальнейшее окисление до шестивалентной серы в присутствии катализатора.
- 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.
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 .
Реакция серной кислоты с цинком
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:
- Получение SO 2 путем обжига пирита:
4FeS 2 + 11O 2 = 2Fe 2 O 3 + 8SO 2
- Окисление SO 2 в SO 3 в присутствии катализатора – оксида ванадия (V):
2SO 2 + O 2 = 2SO 3
- 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