Сера распространена в земной коре, среди других элементов занимает шестнадцатое место. Она встречается как в свободном состоянии, так и в связанном виде. Неметаллические свойства характерны для этого химического элемента. Ее латинское название «Sulfur», обозначается символом S. Элемент входит в состав различных ионов соединений, содержащих кислород и/или водород, образует много веществ, относящихся к классам кислот, солей и несколько окислов, каждый из которых может быть назван оксид серы с добавлением символов, обозначающих валентность. Степени окисления, которые она проявляет в различных соединениях +6, +4, +2, 0, −1, −2. Известны окислы серы с различной степенью окисления. Самые распространенные — это диоксид и триоксид серы. Менее известными являются монооксид серы, а также высшие (кроме SO3) и низшие окислы этого элемента.
Монооксид серы
Неорганическое соединение, называемое оксид серы II, SO, по внешнему виду это вещество является бесцветным газом. При контакте с водой он не растворяется, а реагирует с ней. Это очень редкое соединение, которое встречается только в разреженной газовой среде. Молекула SO термодинамически неустойчива, превращается изначально в S2O2, (называют disulfur газ или пероксид серы). Из-за редкого появления монооксида серы в нашей атмосфере и низкой стабильности молекулы трудно в полной мере определить опасности этого вещества. Но в сконденсированном или более концентрированном виде окисел превращается в пероксид, который является относительно токсичным и едким. Это соединение также легко воспламеняется (напоминает этим свойством метан), при сжигании получается диоксид серы — ядовитый газ. Оксид серы 2 был обнаружен около Ио (одного из в атмосфере Венеры и в межзвездной среде. Предполагается, что на Ио он получается в результате вулканических и фотохимических процессов. Основные фотохимические реакции выглядят следующим образом: O + S2 → S + SO и SO2 → SO + O.
Сернистый газ
Оксид серы IV, или двуокись серы (SO2) является бесцветным газом с удушливым резким запахом. При температуре минус 10 С он переходит в жидкое состояние, а при температуре минус 73 С затвердевает. При 20С в 1 литре воды растворяется около 40 объемов SO2.
Этот оксид серы, растворяясь в воде, образует сернистую кислоту, так как является ее ангидридом: SO2 + H2O ↔ H2SO3.
Он взаимодействует с основаниями и 2NaOH + SO2 → Na2SO3 + H2O и SO2 + CaO → CaSO3.
Для сернистого газа характерны свойства и окислителя, и восстановителя. Он окисляется кислородом воздуха до серного ангидрида в присутствии катализатора: SO2 + O2 → 2SO3. С сильными восстановителями, такими как сероводород, играет роль окислителя: H2S + SO2 → S + H2O.
Сернистый газ в промышленности используют в основном для получения серной кислоты. Диоксид серы получают сжиганием серы или железного колчедана: 11O2 + 4FeS2 → 2Fe2O3 + 8SO2.
Серный ангидрид
Оксид серы VI, или трехокись серы (SO3) является промежуточным продуктом и самостоятельного значения не имеет. По внешнему виду это бесцветная жидкость. Она кипит при температуре 45 С, а ниже 17 С превращается в белую кристаллическую массу. Этот серы (со степенью окисления атома серы + 6) отличается крайней гигроскопичностью. С водой он образует кислоту серную: SO3 + H2O ↔ H2SO4. Растворяясь в воде, выделяет большое количество тепла и, если прибавлять не постепенно, а сразу большое количество оксида, то может произойти взрыв. Триоксид серы хорошо растворяется в концентрированной кислоте серной с образованием олеума. Содержание SO3 в олеуме достигает 60 %. Для этого соединения серы характерны все свойства
Высшие и низшие оксиды серы
Серы представляют собой группу химических соединений с формулой SO3 + х, где х может быть 0 или 1. Мономерный окисел SO4 содержат пероксогруппу (O-O) и характеризуется, как и окисел SO3, степенью окисления серы +6. Этот оксид серы может быть получен при низких температурах (ниже 78 К) в результате реакции SO3 и или фотолизе SO3 в смеси с озоном.
Низшие оксиды серы представляют собой группу химических соединений, в которую входят:
- SO (оксид серы и его димер S2O2);
- монооксиды серы SnO (представляют собой циклические соединения, состоящие из колец, образованных атомами серы, при этом n может быть от 5 до 10);
- S7O2;
- полимерные оксиды серы.
Интерес к низшим оксидам серы увеличился. Это связано с необходимостью изучения их содержания в наземной и внеземной атмосферах.
Сероводород – H2S
Соединения серы -2, +4, +6. Качественные реакции на сульфиды, сульфиты, сульфаты.
Получение при взаимодействии:
1. водорода с серой при t – 300 0
2. при действии на сульфиды минеральных кислот:
Na 2 S+2HCl =2 NaCl+H 2 S
Физические свойства:
газ без цвета, с запахом тухлых яиц, ядовит, тяжелее воздуха, растворяясь в воде, образует слабую сероводородную кислоту.
Химические свойства
Кислотно-основные свойства
1. Раствор сероводорода в воде – сероводородная кислота – является слабой двухосновной кислотой, поэтому диссоциациирует ступенчато:
H 2 S ↔ HS - + H +
HS - ↔ H - + S 2-
2.Сероводородная кислота имеет общие свойства кислот, реагирует с металлами, основными оксидами, основаниями, солями:
H 2 S + Ca = CaS + H 2
H 2 S + CaO = CaS + H 2 O
H 2 S + 2NaOH = Na 2 S + 2H 2 O
H 2 S + CuSO 4 = CuS↓ + H 2 SO 4
Все кислые соли – гидросульфиды – хорошо растворимы в воде. Нормальные соли- сульфиды - растворяются в воде по–разному: хорошо растворимыми являются сульфиды щелочных и щелочноземельных металлов, сульфиды остальных металлов в воде нерастворимы, а сульфиды меди, свинца, ртути и некоторых других тяжелых металлов не растворяются даже в кислотах (кроме азотной кислоты)
CuS+4HNO 3 =Cu(NO 3) 2 +3S+2NO+2H 2 O
Растворимые сульфиды подвергаются гидролизу – по аниону.
Na 2 S ↔ 2Na + + S 2-
S 2- +HOH ↔HS - +OH -
Na 2 S + Н 2 О ↔ NaНS + NaOH
Качественной реакцией на сероводородную кислоту и её растворимые соли (т.е. на сульфид-ион S 2-) является взаимодействие их с растворимыми солями свинца, при этом образуется осадок PbS черного цвета
Na 2 S + Pb(NO 3) 2 = 2NaNO 3 + PbS↓
Pb 2+ + S 2- = PbS↓
Проявляет только восстановительные свойства, т.к. атом серы имеет низшую степень окисления -2
1. с кислородом
а) с недостатком
2H 2 S -2 +O 2 0 = S 0 +2H 2 O -2
б) с избытком кислорода
2H 2 S+3O 2 =2SO 2 +2H 2 O
2. с галогенами (обесцвечивание бромной воды)
H 2 S -2 +Br 2 =S 0 +2HBr -1
3. с конц. HNO 3
H 2 S+2HNO 3 (к) = S+2NO 2 +2H 2 O
б) с сильными окислителями (KMnO 4 , K 2 CrO 4 в кислой среде)
2KMnO 4 +3H 2 SO 4 +5H 2 S = 5S+2MnSO 4 +K 2 SO 4 +8H 2 O
в) сероводородная кислота окисляется не только сильными окислителями, но и более слабыми, например, солями железа (III), сернистой кислотой и т.д.
2FeCl 3 + H 2 S = 2FeCl 2 + S + 2HCl
H 2 SO 3 + 2H 2 S = 3S + 3H 2 O
Получение
1. горение серы в кислороде.
2. горение сероводорода в избытке О 2
2H 2 S+3O 2 = 2SO 2 +2H 2 O
3. окисление сульфидов
2CuS+3O 2 = 2SO 2 +2CuO
4. взаимодействие сульфитов с кислотами
Na 2 SO 3 +H 2 SO 4 =Na 2 SO 4 +SO 2 +H 2 O
5. взаимодействие металлов ряду активности после (Н 2) с конц. H 2 SO 4
Cu+2H 2 SO 4 = CuSO 4 + SO 2 +2H 2 O
Физические свойства
Газ, без цвета, с удушливым запахом жженой серы, ядовит, тяжелее воздуха более, чем в 2 раза, хорошо растворим в воде (при комнатной температуре в одном объеме растворяется около 40 объемов газа).
Химические свойства:
Кислотно-основные свойства
SO 2 – типичный кислотный оксид.
1.со щелочами, образуя два типа солей: сульфиты и гидросульфиты
2KOH+SO 2 = K 2 SO 3 +H 2 O
KOH+SO 2 = KНSO 3 +H 2 O
2.с основными оксидами
K 2 O+SO 2 = K 2 SO 3
3. с водой образуется слабая сернистая кислота
H 2 O+SO 2 = H 2 SO 3
Сернистая кислота существует только в растворе, является слабой кислотой,
обладает всеми общими свойствами кислот.
4. качественная реакция на сульфит – ион – SO 3 2 – действие минеральных кислот
Na 2 SO 3 +2HCl= 2Na 2 Cl+SO 2 +H 2 O запах жженой серы
Окислительно-восстановительные свойства
В ОВР может быть как окислителем, так и восстановителем, потому что атом серы в SO 2 имеет промежуточную степень окисления +4.
Как окислитель:
SO 2 + 2H 2 S = 3S + 2H 2 S
Как восстановитель:
2SO 2 +O 2 = 2SO 3
Cl 2 +SO 2 +2H 2 O = H 2 SO 4 +2HCl
2KMnO 4 +5SO 2 +2H 2 O = K 2 SO 4 +2H 2 SO 4 +2MnSO 4
Оксид серы (VI) SO 3 (серный ангидрид)
Получение:
Окисление сернистого газа
2SO 2 + О 2 = 2SO 3 (t 0 , kat )
Физические свойства
Бесцветная жидкость, при температуре ниже 17 0 С превращается в белую кристаллическую массу. Термически неустойчивое соединение, полностью разлагается при 700 0 С. Хорошо растворим в воде, в безводной серной кислоте и реагирует с ней с образованием олеума
SO 3 + H 2 SO 4 = H 2 S 2 O 7
Химические свойства
Кислотно-основные свойства
Типичный кислотный оксид.
1.со щелочами, образуя два типа солей: сульфаты и гидросульфаты
2KOH+SO 3 = K 2 SO 4 +H 2 O
KOH+SO 3 = KНSO 4 +H 2 O
2.с основными оксидами
СаО+SO 2 = СаSO 4
3. с водой
H 2 O+SO 3 = H 2 SO 4
Окислительно-восстановительные свойства
Оксид серы (VI) – сильный окислитель, обычно восстанавливается до SO 2
3SO 3 + H 2 S = 4SО 2 + H 2 O
Серная кислота H 2 SO 4
Получение серной кислоты
В промышленности кислоту получают контактным способом:
1. обжиг пирита
4FeS 2 +11O 2 = 2Fe 2 O 3 + 8SO 2
2. окисление SO 2 в SO 3
2SO 2 + О 2 = 2SO 3 (t 0 , kat )
3. растворение SO 3 в серной кислоте
n SO 3 + H 2 SO 4 = H 2 SO 4 ∙ n SO 3 (олеум)
H 2 SO 4 ∙ n SO 3 + Н 2 О = H 2 SO 4
Физические свойства
H 2 SO 4 - тяжелая маслянистая жидкость, без запаха и цвета, гигроскопична. Смешивается с водой в любых отношениях, при растворении концентрированной серной кислоты в воде выделяется большое количество теплоты, поэтому её надо осторожно приливать в воду, а не наоборот (сначала вода, потом кислота, иначе случится большая беда)
Раствор серной кислоты в воде с содержанием H 2 SO 4 менее 70% обычно называют разбавленной серной кислотой, более 70% - концентрированной.
Химические свойства
Кислотно-основные
Разбавленная серная кислота проявляет все характерные свойства сильных кислот. В водном растворе диссоциирует:
H 2 SO 4 ↔ 2H + + SO 4 2-
1. с основными оксидами
MgO + H 2 SO 4 = MgSO 4 + H 2 O
2. с основаниями
2NaOH +H 2 SO 4 = Na 2 SO 4 + 2H 2 O
3. с солями
BaCl 2 + H 2 SO 4 = BaSO 4 ↓ + 2HCl
Ba 2+ + SO 4 2- = BaSO 4 ↓ (белый осадок)
Качественная реакция на сульфат-ион SO 4 2-
Благодаря более высокой температуры кипения, по сравнению с другими кислотами серная кислота при нагревании вытесняет их из солей:
NaCl + H 2 SO 4 = HCl+ NaHSO 4
Окислительно-восстановительные свойства
В разбавленной H 2 SO 4 окислителями являются ионы Н + , а в концентрированной – сульфат –ионы SO 4 2
В разбавленной серной кислоте растворяются металлы, находящиеся в ряду активности до водорода, при этом образуются сульфаты и выделяется водород
Zn + H 2 SO 4 = ZnSO 4 + H 2
Концентрированная серная кислота – энергичный окислитель особенно при нагревании. Она окисляет многие металлы, неметаллы, неорганические и органические вещества.
H 2 SO 4 (к) окислитель S +6
С более активными металлами серная кислота в зависимости от концентрации может восстанавливаться до разнообразных продуктов
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
Концентрированная серная кислота окисляет некоторые неметаллы (серу, углерод, фосфор и др.), восстанавливаясь до оксида серы (IV)
S + 2H 2 SO 4 = 3SO 2 + 2H 2 O
C + 2H 2 SO 4 = 2SO 2 + CO 2 + 2H 2 O
Взаимодействие с некоторыми сложными веществами
H 2 SO 4 + 8HI = 4I 2 + H 2 S + 4 H 2 O
H 2 SO 4 + 2HBr = Br 2 + SO 2 + 2H 2 O
Соли серной кислоты
2 типа солей: сульфаты и гидросульфаты
Соли серной кислоты имеют все общие свойства солей. Особенным является их отношение к нагреванию. Сульфаты активных металлов (Na, K, Ba) не разлагаются даже при нагревании свыше 1000 0 С, соли менее активных металлов (Al, Fe, Cu) разлагаются даже при небольшом нагревании
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.
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.
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 цинкомБолее 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