El dióxido de azufre se forma cuando el azufre se quema en el aire o en el oxígeno. También se obtiene calcinando sulfuros metálicos, como piritas de hierro, en el aire (“quemándolos”):

Mediante esta reacción, el dióxido de azufre suele obtenerse industrialmente (para otros métodos industriales de producción, véase 9 § 131).

El dióxido de azufre es un gas incoloro (" dióxido de azufre") con un fuerte olor a azufre caliente. Se condensa con bastante facilidad en un líquido incoloro que hierve a . Cuando un líquido se evapora se produce un fuerte descenso de temperatura (a ).

El dióxido de azufre es muy soluble en agua (alrededor de 40 volúmenes en 1 volumen de agua); en este caso se produce una reacción parcial con el agua y se forma ácido sulfuroso:

Por tanto, el dióxido de azufre es un anhídrido. ácido sulfúrico. Cuando se calienta, la solubilidad disminuye y el equilibrio se desplaza hacia la izquierda; gradualmente todo el dióxido de azufre se libera nuevamente de la solución.

La molécula está construida de manera similar a la molécula de ozono. Los núcleos de sus átomos constituyentes forman un triángulo isósceles:

Aquí el átomo de azufre, al igual que el átomo central de oxígeno en la molécula de ozono, está en un estado de hibridación y el ángulo es cercano a . El orbital - del átomo de azufre, orientado perpendicular al plano de la molécula, no participa en la hibridación. Debido a este orbital y orbitales de átomos de oxígeno orientados de manera similar, se forma un enlace de tres centros; el par de electrones que lo realizan pertenece a los tres átomos de la molécula.

El dióxido de azufre se utiliza para producir ácido sulfúrico y también (en cantidades mucho menores) para blanquear paja, lana, seda y como desinfectante (para destruir el moho en sótanos, bodegas, toneles de vino, tanques de fermentación).

El ácido sulfuroso es un compuesto muy frágil. Se conoce sólo en soluciones acuosas. Al intentar separar el ácido sulfuroso, este se descompone en agua. Por ejemplo, cuando el ácido sulfúrico concentrado actúa sobre el sulfito de sodio, se libera dióxido de azufre en lugar de ácido sulfuroso:

La solución de ácido sulfúrico debe protegerse del acceso al aire; de ​​lo contrario, al absorber oxígeno del aire, se oxida lentamente en ácido sulfúrico:

El ácido sulfuroso es un buen agente reductor. Por ejemplo, los halógenos libres se reducen a haluros de hidrógeno:

Sin embargo, al interactuar con agentes reductores fuertes, el ácido sulfuroso puede desempeñar el papel de agente oxidante. Entonces, su reacción con el sulfuro de hidrógeno se produce principalmente según la ecuación:

Al ser dibásico, el ácido sulfuroso forma dos series de sales. Sus sales promedio se llaman sulfitos, las ácidas, hidrosulfitos.

Al igual que el ácido, los sulfitos y los hidrosulfitos son agentes reductores. Cuando se oxidan se obtienen sales de ácido sulfúrico.

Los sulfitos son los más metales activos tras la calcinación, se descomponen con la formación de sulfuros y sulfatos (autooxidación - reacción de autocuración):

Los sulfitos de potasio y sodio se utilizan para blanquear determinados materiales, en la industria textil para teñir tejidos y en fotografía. La solución (esta sal sólo existe en solución) se utiliza para procesar la madera y obtener la llamada pulpa de sulfito, de la que luego se obtiene el papel.

H2SO3, ácido dibásico débil. No se aísla en forma libre; existe en soluciones acuosas. Sales de sulfitos de ácido sulfuroso... Grande diccionario enciclopédico

ÁCIDO SULFÚRICO- (H2SO3) ácido dibásico débil. Existe sólo en soluciones acuosas. Sales S. a. sulfitos. Utilizado en pulpa y papel y Industria de alimentos. Véase también Ácidos y anhídridos... enciclopedia rusa sobre protección laboral

ácido sulfúrico- - [A.S.Goldberg. Diccionario de energía inglés-ruso. 2006] Temas energéticos en general EN ácido sulfuroso... Guía del traductor técnico

H2SO3, ácido dibásico débil. No se aísla en forma libre; existe en soluciones acuosas. Sales de ácido sulfúrico sulfitos. * * * ÁCIDO SULFÚRICO ÁCIDO SULFÚRICO, H2SO3, un ácido dibásico débil. No resaltado en forma libre,... ... diccionario enciclopédico

ácido sulfúrico- sulfito rūgštis statusas T sritis chemija formulė H₂SO₃ atitikmenys: angl. ácido sulfuroso rus. ácido sulfuroso ryšiai: sinonimas – vandenilio trioksosulfatas (2–) … Chemijos terminų aiškinamasis žodynas

H2SO3, un ácido dibásico débil correspondiente al estado de oxidación del azufre +4. Conocido sólo en soluciones acuosas diluidas. Constantes de disociación: K1 = 1,6 · 10 2, K2 = 1,0 · 10 7 (18°C). Da dos series de sales: sulfitos normales y ácidas... ... Gran enciclopedia soviética

H2SO3, ácido dibásico débil. No está aislado en forma libre; existe en las aguas. r rah. Sales S. k.sulfitos ... Ciencias Naturales. diccionario enciclopédico

Ver Sera... Diccionario enciclopédico F.A. Brockhaus y I.A. Efrón

Universidad de la Amistad de los Pueblos Rusos

Facultad de Lenguas Extranjeras y Disciplinas de Educación General

Azufre. Su uso en medicina.

Realizado

estudiante del grupo SV-53

Responsable de seminarios de química.

Departamentos de Química

El profesor V.F. Zajarov

Moscú, 2002

Encontrar azufre en la naturaleza.

Propiedades físicas del azufre.

Propiedades químicas del azufre y sus compuestos.

1) Propiedades de una sustancia simple.

Propiedades de los óxidos:

óxido de azufre (IV);

óxido de azufre (VI).

Propiedades de los ácidos y sus sales:

ácido sulfuroso y sus sales;

sulfuro de hidrógeno y sulfuros;

Ácido sulfúrico y sus sales.

Uso del azufre en medicina.

Características generales del subgrupo de oxígeno.

El subgrupo de oxígeno incluye cinco elementos: oxígeno, azufre, selenio, telurio y polonio (el polonio es un elemento radiactivo). Estos son elementos p del grupo VI del sistema periódico de D.I. Mendeleev. Tienen un nombre de grupo: calcógenos, que significa "formadores de minerales".

Propiedades de los elementos del subgrupo de oxígeno.

Los átomos de calcógeno tienen la misma estructura del nivel de energía externo: ns 2 np 4. Esto explica la similitud de sus propiedades químicas. Todos los calcógenos en compuestos con hidrógeno y metales presentan un estado de oxidación de –2, y en compuestos con oxígeno y otros no metales activos, generalmente +4 y +6. Para el oxígeno, como para el flúor, el estado de oxidación igual al número del grupo no es típico. Presenta un estado de oxidación normalmente –2 y en compuestos con flúor +2.

Los compuestos de hidrógeno de elementos del subgrupo de oxígeno corresponden a la fórmula. h 2 R(R– símbolo del elemento ): h 2 oh, h 2 S, h 2 sí, h 2 te. Se llaman calcohidrógenos. Cuando se disuelven en agua se forman ácidos (las fórmulas son las mismas). La fuerza de estos ácidos aumenta al aumentar número de serie elemento, que se explica por una disminución de la energía de enlace en una serie de compuestos h 2 R. Agua que se disocia en iones. h + Y ÉL - , es un electrolito anfótero.

El azufre, el selenio y el telurio forman las mismas formas de compuestos con tipo oxígeno. R.O. 2 Y R.O. 3 . Corresponden a ácidos del tipo h 2 R.O. 3 Y h 2 R.O. 4 . A medida que aumenta el número atómico de un elemento, la fuerza de estos ácidos disminuye. todos ellos muestran propiedades oxidantes y ácidos como h 2 R.O. 3 también reconstituyente.

Las propiedades de las sustancias simples cambian naturalmente: con un aumento en la carga del núcleo, las propiedades no metálicas se debilitan y las metálicas aumentan. Así, el oxígeno y el telurio no son metales, pero este último tiene brillo metálico y conduce electricidad.

Encontrar azufre en la naturaleza

El azufre está ampliamente distribuido en la naturaleza. Constituye el 0,05% de la masa. la corteza terrestre. En estado libre (azufre nativo) en grandes cantidades Se encuentra en Italia (isla de Sicilia) y Estados Unidos. Los depósitos de azufre nativo se encuentran en la región de Kuibyshev (región del Volga), en los estados de Asia Central, en Crimea y otras regiones.

El azufre suele aparecer en compuestos con otros elementos. Sus compuestos naturales más importantes son los sulfuros metálicos: FES 2 – pirita de hierro o pirita; HgS – cinabrio, etc., así como sales de ácido sulfúrico (hidratos cristalinos): CaSO 4 ּ 2 h 2 oh - yeso, N / A 2 ENTONCES 4 ּ 10 h 2 oh- sal de Glauber, MgSO 4 ּ 7 h 2 oh– sal amarga, etc.

Propiedades físicas del azufre.

El azufre natural está formado por una mezcla de cuatro isótopos estables: ,
,
,
.

El azufre forma varias modificaciones alotrópicas. Estable a temperatura ambiente azufre rómbico Es un polvo amarillo, poco soluble en agua, pero muy soluble en disulfuro de carbono, anilina y algunos otros disolventes. Conduce mal el calor y la electricidad. Cuando cristaliza en cloroformo CHCl 3 o de disulfuro de carbono C.S. 2 se destaca en forma de cristales transparentes de forma octaédrica. El azufre ortorrómbico está formado por moléculas cíclicas. S 8 con forma de corona. A 113 0 Sona se derrite y se convierte en un líquido amarillo y de fácil movilidad. Con un calentamiento adicional, la masa fundida se espesa y se forman largas cadenas de polímeros. Y si calientas azufre a 444,6 0 C, hierve. Verter azufre hirviendo en un chorro fino en agua fría, disponible azufre plástico – Modificación similar al caucho que consta de cadenas de polímeros. Cuando la masa fundida se enfría lentamente, se forman cristales en forma de aguja de color amarillo oscuro. azufre monoclínico.(t pl = 119 0 C). Al igual que el azufre rómbico, esta modificación consta de moléculas S 8 . A temperatura ambiente, el azufre plástico y monoclínico son inestables y se transforman espontáneamente en polvo de azufre ortorrómbico.

Propiedades químicas del azufre y sus compuestos.

Propiedades de una sustancia simple.

El átomo de azufre, al tener un nivel de energía externo incompleto, puede unir dos electrones y exhibir un estado de oxidación de –2. El azufre exhibe este grado de oxidación en compuestos con metales e hidrógeno (por ejemplo, N / A 2 S Y h 2 S). Cuando se ceden o se retiran electrones a un átomo de un elemento más electronegativo, el estado de oxidación del azufre puede ser +2, +4 y +6.

El azufre forma fácilmente compuestos con muchos elementos. Cuando se quema en aire u oxígeno, se forma óxido de azufre (IV). ENTONCES 2 y parcialmente óxido de azufre (VI) ENTONCES 3 :

S+O 2 = Entonces 3

2S+3O 2 = 2SO 3

Estos son los óxidos de azufre más importantes.

Cuando se calienta, el azufre se combina directamente con hidrógeno, halógenos (excepto yodo), fósforo, carbón y todos los metales excepto oro, platino e iridio. Por ejemplo:

S+H 2 =H 2 S

3S + 2P = P 2 S 3

S+Cl 2 = SCl 2

2S+C=CS 2

S + fe = FES

Como se desprende de los ejemplos, en reacciones con metales y algunos no metales, el azufre es un agente oxidante, y en reacciones con no metales más activos, como el oxígeno y el cloro, es un agente reductor.

Propiedades de los óxidos

Óxido de azufre (IV)

Dióxido de azufre ENTONCES 2 - un gas incoloro con un olor acre y sofocante. Cuando se disuelve en agua (a 0 0 C, 1 volumen de agua disuelve más de 70 volúmenes ENTONCES 2 ) se forma ácido sulfuroso h 2 ENTONCES 3 , que se conoce sólo en soluciones.

EN condiciones de laboratorio por conseguir ENTONCES 2 actuar sobre el sulfito de sodio sólido con ácido sulfúrico concentrado:

N / A 2 ENTONCES 3 + 2H 2 ENTONCES 4 = 2NaHSO 4 + Entonces 2 +H 2 oh

En la industria ENTONCES 2 Se obtiene tostando minerales sulfurados, como la pirita:

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

o al quemar azufre. El dióxido de azufre es un producto intermedio en la producción de ácido sulfúrico. También se utiliza (junto con los hidrosulfitos de sodio NaHSO 3 y el calcio Ca(HSO 3) 2) para separar la celulosa de la madera. Este gas se utiliza para fumigar árboles y arbustos para matar plagas agrícolas.

Reacciones químicas características de ENTONCES 2 , se puede dividir en 3 grupos:

Reacciones que ocurren sin cambiar el estado de oxidación, por ejemplo:

ENTONCES 2 +Ca(OH) 2 = CaSO 3  +H 2 oh

2SO 2 +O 2 = 2SO 3

Reacciones que ocurren con una disminución del estado de oxidación del azufre, por ejemplo:

ENTONCES 2 + 2H 2 S = 3S + 2H 2 oh

De este modo, ENTONCES 2 puede presentar reacciones tanto oxidativas como propiedades restauradoras.

Óxido de azufre (VI)

anhídrido sulfúrico ENTONCES 3 a temperatura ambiente es un líquido incoloro y fácilmente volátil (t de ebullición = 44,8 0 C, t pl = 16,8 0 C), que con el tiempo se convierte en una modificación similar al amianto, formada por cristales sedosos y brillantes. Las fibras de anhídrido sulfúrico son estables sólo en un recipiente sellado. Al absorber la humedad del aire, se convierten en un líquido espeso e incoloro: oleum (del latín oleum - "aceite"). Aunque formalmente el oleum puede considerarse una solución ENTONCES 3 V h 2 ENTONCES 4 , de hecho, es una mezcla de varios ácidos pirosulfúricos: h 2 S 2 oh 7 ,h 2 S 3 oh 10 etc. Con agua ENTONCES 3 interactúa de forma muy energética: libera tanto calor que las diminutas gotas de ácido sulfúrico resultantes crean una niebla. Es necesario trabajar con esta sustancia con extrema precaución.

El óxido de azufre (VI) se produce por oxidación. ENTONCES 2 oxígeno sólo en presencia de un catalizador:

2SO 2 +O 2  2SO 3 + P.

La necesidad de utilizar un catalizador en este Reacción reversible Debido al hecho de que buena salida ENTONCES 3 (es decir, un desplazamiento del equilibrio hacia la derecha) sólo se puede obtener con una disminución de la temperatura, sin embargo, con temperaturas bajas La velocidad de reacción cae muy significativamente.

El óxido de azufre (VI) se combina vigorosamente con agua para formar ácido sulfúrico:

ENTONCES 3 + h 2 oh = h 2 ENTONCES 4

Propiedades de los ácidos y sus sales.

Ácido sulfuroso y sus sales.

El óxido de azufre (IV) es muy soluble en agua (en 1 40 volúmenes de SO 2 se disuelven en un volumen de agua a 20 0 C). En este caso se forma ácido sulfuroso, que existe sólo en solución acuosa:

ENTONCES 2 + norte 2 O = norte 2 ENTONCES 3

reacción compuesta ENTONCES 2 reversible con agua. En una solución acuosa, el óxido de azufre (IV) y el ácido sulfuroso están en equilibrio químico, que puede desplazarse. al atar norte 2 ENTONCES 3 con álcali (neutralización del ácido), la reacción avanza hacia la formación de ácido sulfuroso; al borrar ENTONCES 2 (soplado a través de una solución de nitrógeno o calentamiento) la reacción avanza hacia las sustancias de partida. Una solución de ácido sulfuroso siempre contiene óxido de azufre (IV), lo que le da un olor acre.

El ácido sulfuroso tiene todas las propiedades de los ácidos. En solución norte 2 Soh 3 se disocia paso a paso:

norte 2 SACERCA DE 3  h + + HSO 4 –

HSO 3 -  h + + Entonces 3 2-

Como ácido dibásico, forma dos series de sales: sulfitos e hidrosulfitos. Los sulfitos se forman cuando un ácido se neutraliza completamente con un álcali:

norte 2 ENTONCES 3 + 2 norteaOH =norteAH.S.ACERCA DE 4 + 2H 2 ACERCA DE

Los hidrosulfitos se obtienen cuando falta álcali (en comparación con la cantidad necesaria para neutralizar completamente el ácido):

norte 2 ENTONCES 3 + norteaOH = NaHSoh 3 + norte 2 ACERCA DE

Al igual que el óxido de azufre (IV), el ácido sulfuroso y sus sales son fuertes agentes reductores. Al mismo tiempo, aumenta el grado de oxidación del azufre. Entonces, norte 2 SACERCA DE 3 Se oxida fácilmente a ácido sulfúrico incluso con el oxígeno atmosférico:

2H 2 ENTONCES 3 + oh 2 = 2H 2 ENTONCES 4

Por tanto, las soluciones de ácido sulfuroso que han estado almacenadas durante mucho tiempo siempre contienen ácido sulfúrico.

La oxidación del ácido sulfuroso con bromo y permanganato de potasio se produce aún más fácilmente:

norte 2 SACERCA DE 3 +Br 2 + norte 2 O = norte 2 ENTONCES 4 + 2НВr

5H 2 S0 3 + 2KmnorteACERCA DE 4 = 2H 2 ENTONCES 4 + 2Mnso 4 +k 2 SACERCA DE 4 + 2H 2 ACERCA DE

El óxido de azufre (IV) y el ácido sulfuroso decoloran muchos tintes y forman compuestos incoloros. Este último puede volver a descomponerse cuando se calienta o se expone a la luz, por lo que se recupera el color. Por tanto, el efecto blanqueador ENTONCES 2 Y norte 2 ENTONCES 4 difiere del efecto blanqueador del cloro. Normalmente, el óxido de azufre (IV) se utiliza para blanquear lana, seda y paja (estos materiales se destruyen con agua con cloro).

La solución de hidrosulfito de calcio tiene aplicaciones importantes. California(HSO 3 ) 2 (licor de sulfito), que se utiliza para tratar fibras de madera y pulpa de papel.

Sulfuro de hidrógeno y sulfuros

Sulfuro de hidrógeno norte 2 S - gas incoloro con olor a huevos podridos. Es muy soluble en agua (a 20 °C, se disuelven 2,5 volúmenes de sulfuro de hidrógeno en 1 volumen de agua. Una solución de sulfuro de hidrógeno en agua se llama agua de sulfuro de hidrógeno o ácido hidrosulfuro (presenta las propiedades de un ácido débil). ).

El sulfuro de hidrógeno es un gas muy venenoso que puede dañar sistema nervioso. Por tanto, es necesario trabajar con él en campanas extractoras o con dispositivos herméticamente cerrados. Contenido permitido de H 2 Sv locales de producción es de 0,01 mg en 1 litro de aire.

El sulfuro de hidrógeno se encuentra naturalmente en los gases volcánicos y en las aguas de algunos manantiales minerales, por ejemplo Pyatigorsk; Matsesta. Se forma durante la descomposición de sustancias orgánicas que contienen azufre de diversos residuos de plantas y animales. Esto explica el característico olor desagradable de las aguas residuales, los pozos negros y los vertederos.

El sulfuro de hidrógeno se puede producir combinando directamente azufre con hidrógeno cuando se calienta:

S+ norte 2 = h 2 S

Pero normalmente se prepara mediante la acción de ácido clorhídrico o sulfúrico diluido sobre sulfuro de hierro (II):

2HCl + FeS =FUEyo 2 + norte 2 S

Esta reacción suele llevarse a cabo en un aparato Kipp.

El H 2 S es un compuesto menos fuerte que el agua. Esto se debe al gran tamaño del átomo de azufre en comparación con el átomo de oxígeno. Por tanto, el enlace H-0 es más corto y más fuerte que el enlace H-S. Cuando se calienta fuertemente, el sulfuro de hidrógeno se descompone casi por completo en azufre e hidrógeno:

norte 2 S = S + norte 2

El H 2 S gaseoso arde en el aire con una llama azul para formar óxido de azufre (IV) y agua:

2H 2 S + 3 oh 2 = 2 ENTONCES 2 + 2H 2 ACERCA DE

Con falta de oxígeno, se forman azufre y agua:

2H 2 S + oh 2 = 2 S+ 2H 2 ACERCA DE

Esta reacción se utiliza para producir azufre a partir de sulfuro de hidrógeno a escala industrial.

El sulfuro de hidrógeno es un agente reductor bastante fuerte. Esta importante propiedad química se puede explicar de la siguiente manera. En solución norte 2 S Da electrones con relativa facilidad a las moléculas de oxígeno en el aire:

norte 2 S - 2mi- = S + 2H + 2

oh 2 + 4 mi- = 2O 2- 1

En este caso, el oxígeno atmosférico oxida el H 2 S a azufre, lo que enturbia el agua con sulfuro de hidrógeno. Ecuación de reacción general:

2 norte 2 S+O 2 = 2S + 2norte 2 oh

Esto también explica el hecho de que el sulfuro de hidrógeno no se acumula en cantidades muy grandes en la naturaleza durante la descomposición de sustancias orgánicas: el oxígeno del aire lo oxida hasta convertirlo en azufre libre.

El sulfuro de hidrógeno reacciona vigorosamente con soluciones de halógenos. Por ejemplo:

norte 2 S+I 2 = 2HI + S

Se libera azufre y la solución de yodo se decolora.

El ácido sulfuro de hidrógeno, como ácido dibásico, forma dos series de sales: medias (sulfuros) y ácidas (hidrosulfuros). Por ejemplo, N / A 2 S - sulfuro de sodio, nahS- hidrosulfuro de sodio. Casi todos los hidrosulfuros son muy solubles en agua. Los sulfuros de metales alcalinos y alcalinotérreos también son solubles en agua, mientras que otros metales son prácticamente insolubles o poco solubles; algunos de ellos no se disuelven en ácidos diluidos. Por lo tanto, dichos sulfuros se pueden obtener fácilmente haciendo pasar sulfuro de hidrógeno a través de sales del metal correspondiente, por ejemplo:

CONuSO 4 + norte 2 S = CuS + H 2 ENTONCES 4

Algunos sulfuros tienen un color característico: CuS Y RbS - negro, CONdS- amarillo, ZnS- blanco, mns- rosa, sns- marrón, sb 2 S 3 - naranja, etc. El análisis cualitativo de cationes se basa en la diferente solubilidad de los sulfuros y los diferentes colores de muchos de ellos.

Ácido sulfúrico y sus sales

El ácido sulfúrico es un líquido aceitoso, pesado e incoloro. Extremadamente higroscópico. Absorbe la humedad liberando una gran cantidad de calor, por lo que no se puede agregar agua al ácido concentrado: el ácido salpicará. Para diluir, agregue pequeñas cantidades de ácido sulfúrico al agua.

El ácido sulfúrico anhidro disuelve hasta el 70% del óxido de azufre (VI). A temperaturas normales no es volátil ni tiene olor. Al calentarse se parte ENTONCES 3 hasta que se forme una solución que contenga 98,3% norte 2 ENTONCES 4 . Anhidro h 2 ENTONCES 4 Casi no conduce corriente eléctrica.

Carboncillos de ácido sulfúrico concentrado materia orgánica- azúcar, papel, madera, fibras, etc. eliminándoles el elemento agua. En este caso se forman hidratos de ácido sulfúrico. La carbonización del azúcar se puede expresar mediante la ecuación

CON 12 norte 22 ACERCA DE 11 + nortenorte 2 ENTONCES 4 = 12C + H 2 ENTONCES 4 ּ nortenorte 2 ACERCA DE

El carbono resultante reacciona parcialmente con el ácido:

C+2H 2 ENTONCES 4 =CO 2 + 2 ENTONCES 2 + 2H 2 ACERCA DE

Por tanto, el ácido que sale a la venta tiene un color marrón debido al polvo y sustancias orgánicas que accidentalmente han caído en él y se carbonizan.

El secado de gases se basa en la absorción (eliminación) de agua por ácido sulfúrico.

Como ácido fuerte no volátil norte 2 ENTONCES 4 desplaza otros ácidos de las sales secas. Por ejemplo:

NaNO3 + H 2 ENTONCES 4 = NaHENTONCES 4 + norteNO 3

Sin embargo, si norte 2 SACERCA DE 4 se agrega a soluciones salinas, entonces no se produce el desplazamiento de ácidos.

Una propiedad química muy importante del ácido sulfúrico es su relación con los metales. El ácido sulfúrico diluido y concentrado reacciona con ellos de manera diferente. Diluido El ácido sulfúrico oxida solo los metales ubicados en la serie de voltaje a la izquierda del hidrógeno, debido a los iones. h + , Por ejemplo:

Zn+H 2 ENTONCES 4 ( razb ) = ZnSO 4 +H 2

Concentrado El ácido sulfúrico no reacciona con muchos metales a temperaturas normales. Por tanto, el ácido sulfúrico anhidro puede almacenarse en contenedores de hierro y transportarse en tanques de acero. Sin embargo, cuando se calienta, se concentra norte 2 ENTONCES 4 interactúa con casi todos los metales (excepto Rt, Atu y algunos otros), así como con no metales. En este caso actúa como agente oxidante y suele reducirse a ENTONCES 2 . En este caso, no se libera hidrógeno, sino que se forma agua. Por ejemplo:

CONtu+2norte 2 ENTONCES 4 = CONuSO 4 + Entonces 2  + 2 norte 2 oh

2Ag+2H 2 ENTONCES 4 = Ag 2 ENTONCES 4 + Entonces 2  + 2H 2 oh

C+2H 2 ENTONCES 4 + =CO 2  +2SO 2  + 2H 2 oh

2P+5H 2 ENTONCES 4 = 2H 3 CORREOS. 4 +5SO 2 

El ácido sulfúrico tiene todas las propiedades de los ácidos.

El ácido sulfúrico, al ser dibásico, forma dos series de sales: medias, llamadas sulfatos, y ácidas, llamadas hidrosulfatos. Los sulfatos se forman cuando un ácido es completamente neutralizado por un álcali (por 1 mol de ácido, hay 2 moles de álcali), y los hidrosulfatos se forman cuando hay falta de álcali (por 1 mol de ácido, 1 mol de álcali):

norte 2 ENTONCES 4 + 2 norteAOH= Na 2 ENTONCES 4 + 2H 2 ACERCA DE

norte 2 ENTONCES 4 + NaOH = norteAHSO 4 + norte 2 ACERCA DE

Muchas sales de ácido sulfúrico son de gran importancia práctica.

La mayoría de las sales de ácido sulfúrico son solubles en agua. Sales CaliforniaENTONCES 4 Y RbSO 4 son ligeramente solubles en agua y VirginiaENTONCES 4 Prácticamente insoluble tanto en agua como en ácidos. Esta propiedad permite el uso de cualquier sal de bario soluble, por ejemplo Túyo 2 , como reactivo para el ácido sulfúrico y sus sales (más precisamente, para el ion ENTONCES 4 2- ):

h 2 ENTONCES 4 + BaCl 2 = BaSO 4  + 2HCl

NaSO 4 + BaCl 2 = BaSO 4  + 2NaCl

En este caso, precipita un precipitado blanco de sulfato de bario, insoluble en agua y ácidos.

El ácido sulfúrico es el producto más importante de la industria química básica, que produce ácidos inorgánicos, álcalis, sales, fertilizantes minerales y cloro.

En términos de variedad de aplicaciones, el ácido sulfúrico ocupa el primer lugar entre los ácidos. Mayor cantidad se utiliza para producir fertilizantes de fósforo y nitrógeno. Al ser un ácido no volátil, el ácido sulfúrico se utiliza para producir otros ácidos (clorhídrico, fluorhídrico, fosfórico, acético, etc.). Gran parte de él se utiliza para purificar productos derivados del petróleo (gasolina, queroseno y aceites lubricantes) a partir de impurezas nocivas. En ingeniería mecánica, el ácido sulfúrico se utiliza para limpiar la superficie del metal de los óxidos antes del recubrimiento (niquelado, cromado, etc.). El ácido sulfúrico se utiliza en la producción de explosivos, fibras artificiales, tintes, plásticos y muchos otros. Se utiliza para llenar baterías. En agricultura se utiliza para controlar las malas hierbas (herbicida).

Esto determina la importancia del ácido sulfúrico en nuestra economía nacional.

Uso de azufre en medicina.

El azufre purificado (Sulfurdepuratum), un polvo fino de color amarillo limón, se utiliza como antihelmíntico para la enterobiasis. También es un laxante suave y forma parte del complejo polvo de raíz de regaliz. A veces se utiliza una solución estéril al 1-2% de azufre purificado en aceite de melocotón (sulfozina) para la terapia pirogénica de la sífilis.

Además, los compuestos de azufre, tanto orgánicos como inorgánicos, se utilizan ampliamente en medicina. Los átomos de azufre se encuentran en muchas drogas con efectos muy diferentes. Como no es posible abarcarlos todos, nos limitaremos a algunos ejemplos.

El dióxido de azufre SO2 se forma cuando el azufre se quema en el aire o en el oxígeno. También se obtiene calcinando sulfuros metálicos, como piritas de hierro, en el aire (“quemándolos”):

A partir de esta reacción, el dióxido de azufre suele obtenerse industrialmente (sobre otros métodos industriales para producir SO 2 cm, 9 § 131).

El dióxido de azufre es un gas incoloro (“dióxido de azufre”) con un olor acre a azufre caliente. Se condensa con bastante facilidad en un líquido incoloro y hierve a -10,0°C. Cuando el SO 2 líquido se evapora, se produce un fuerte descenso de temperatura (hasta -50°C).

El dióxido de azufre es muy soluble en agua (aproximadamente 40 volúmenes en 1 volumen de agua a 20°C); en este caso se produce una reacción parcial con el agua y se forma ácido sulfuroso:

Por tanto, el dióxido de azufre es un anhídrido del ácido sulfuroso. Cuando se calienta, la solubilidad del SO 2 disminuye y el equilibrio se desplaza hacia la izquierda; gradualmente todo el dióxido de azufre se libera nuevamente de la solución.

La molécula de SO 2 está estructurada de manera similar a la molécula de ozono. Los núcleos de sus átomos constituyentes forman un triángulo isósceles:

Aquí el átomo de azufre, al igual que el átomo de oxígeno central en la molécula de ozono, está en un estado de hibridación sp 2 y el ángulo OSO es cercano a 120°. El orbital p z del átomo de azufre, orientado perpendicular al plano de la molécula, no participa en la hibridación. Debido a este orbital y a los orbitales p z de los átomos de oxígeno orientados de manera similar, se forma un enlace α de tres centros; el par de electrones que lo realizan pertenece a los tres átomos de la molécula.

El dióxido de azufre se utiliza para producir ácido sulfúrico y también (en cantidades mucho menores) para blanquear paja, lana, seda y como desinfectante (para destruir el moho en sótanos, bodegas, toneles de vino, tanques de fermentación).

El ácido sulfuroso H 2 SO 3 es un compuesto muy frágil. Se conoce sólo en soluciones acuosas. Al intentar aislar el ácido sulfuroso, este se descompone en SO 2 y agua. Por ejemplo, cuando el ácido sulfúrico concentrado actúa sobre el sulfito de sodio, se libera dióxido de azufre en lugar de ácido sulfuroso:

La solución de ácido sulfúrico debe protegerse del acceso al aire; de ​​lo contrario, al absorber oxígeno del aire, se oxida lentamente en ácido sulfúrico:

El ácido sulfuroso es un buen agente reductor. Por ejemplo, los halógenos libres se reducen a haluros de hidrógeno:

Sin embargo, al interactuar con agentes reductores fuertes, el ácido sulfuroso puede desempeñar el papel de agente oxidante. Entonces, su reacción con el sulfuro de hidrógeno se produce principalmente según la ecuación:

Al ser dibásico (K 1 ? 2·10 -2, K 2 = 6,3·10 -8), el ácido sulfuroso forma dos series de sales. Sus sales promedio se llaman sulfitos, las ácidas, hidrosulfitos.

Al igual que el ácido, los sulfitos y los hidrosulfitos son agentes reductores. Cuando se oxidan se obtienen sales de ácido sulfúrico.

Cuando se calcinan, los sulfitos de los metales más activos se descomponen con la formación de sulfuros y sulfatos (autooxidación - reacción de autocuración):

Los sulfitos de potasio y sodio se utilizan para blanquear determinados materiales, en la industria textil para teñir tejidos y en fotografía. Una solución de Ca(HSO 3)2 (esta sal sólo existe en solución) se utiliza para procesar la madera y obtener la llamada pulpa de sulfito, a partir de la cual luego se produce papel.

Compuestos de azufre (1U). Ácido sulfúrico

En los tetrahaluros SHal 4, oxohaluros SOI Ial 2 y dióxido S0 2, ácido sulfuroso 1I 2 SO 3, el azufre presenta un estado de oxidación de +4. En todos estos compuestos, así como en sus correspondientes complejos aniónicos, el átomo de azufre tiene un par de electrones no compartido. Según el número de electrones con y sin enlace, la forma de las moléculas de estos compuestos cambia de un tetraedro distorsionado (SHal 4) a una forma angular (S0 9) pasando por una forma de pirámide trigonal (SOHal 2 y SO3). . Los compuestos S(IV) tienen propiedades ácidas, que se manifiesta en reacciones de interacción con el agua:

Óxido de azufre(1U) El SO 2, o dióxido de azufre, se forma quemando azufre en el aire o en oxígeno, así como calcinando sulfuros, como la pirita:

La oxidación de pirita es la base método industrial obteniendo S0 2. La molécula de S0 2 está construida de manera similar a la molécula de Oe y tiene la estructura triángulo isósceles con un átomo de azufre en la parte superior. Longitud Conexión S-O es 0,143 nm y el ángulo de enlace es 119,5°:

El átomo de azufre está en el 5/? 2-hibridación. El orbital p está orientado perpendicular al plano de la molécula y no participa en la hibridación (fig. 25.2). Debido a este y otros orbitales p de átomos de oxígeno orientados de manera similar, se forma un enlace n de tres centros.

Arroz. 25.2.

En condiciones normales, el óxido de azufre (1U) es un gas incoloro con un olor acre característico. Disolvamos bien en agua. Las soluciones acuosas tienen una reacción ácida, ya que el SO 2, al interactuar con el agua, forma ácido sulfuroso H 2 SO 3. La reacción es reversible:

Un rasgo característico del S0 2 es su dualidad redox. Esto se explica por el hecho de que en SO. ; El azufre tiene un estado de oxidación de +4 y, por lo tanto, puede, donando dos electrones, oxidarse a S(VI) y recibir cuatro electrones, reducirse a S. La manifestación de estas y otras propiedades depende de la naturaleza del componente reactivo. Así, con agentes oxidantes fuertes, el SO 2 se comporta como agente reductor típico. Por ejemplo, los halógenos se reducen a los correspondientes haluros de hidrógeno y el S(IV) normalmente se transforma en S(VI):

En presencia de agentes reductores fuertes, el SO 2 se comporta como un agente oxidante:

También se caracteriza por una reacción de desproporción:

SQ, es óxido de ácido, fácilmente soluble en agua (1 volumen de H 2 0 disuelve 40 volúmenes de S0 2). Una solución acuosa de SOv es ácida y se llama ácido sulfuroso. Normalmente, la mayor parte del SO 2 disuelto en agua está en solución en forma hidratada de SO 2 azH 2 0, y solo una pequeña parte de S0 2 interactúa con el agua según el esquema

El ácido sulfuroso, como ácido dibásico, forma dos tipos de sales: medias: sulfitos (Na 2 S0 3) y ácidas: hidrosulfitos (NaHS0 3). El H 2 SO 3 existe en dos formas tautoméricas (figura 25.3).

Arroz. 25.3.Estructura de formas tautoméricas de H 2 S0 3.

Dado que el azufre en el ácido sulfuroso tiene un estado de oxidación de +4, exhibe, como el SO 2, las propiedades tanto de un agente oxidante como de un agente reductor, como ya se mencionó, por lo tanto, el ácido sulfuroso en reacciones de oxidación-reducción duplica completamente las propiedades de S0. 9.

Las sales H 2 S0 3 (sulfitos) tienen propiedades tanto de agentes oxidantes como reductores. Por lo tanto, el ion SO 2 se transforma fácilmente en ion SO 2, exhibiendo fuertes propiedades reductoras, por lo que los sulfitos en soluciones se oxidan gradualmente. oxígeno molecular, convirtiéndose en sales de ácido sulfúrico:

En presencia de agentes reductores fuertes, los sulfitos se comportan como agentes oxidantes. Con un fuerte calentamiento, los sulfitos de los metales más activos se descomponen a 600°C para formar sales H 2 SO^ y H 2 S, es decir se produce desproporción:

De las sales de ácido sulfuroso, solo se disuelven las sales de 5 elementos del grupo I, así como los hidrosulfitos del tipo Me 2+ (HS0 3) 2.

Dado que H 2 S0 3 es ácido débil, luego, cuando los ácidos actúan sobre los sulfitos e hidrosulfitos, se libera S0 2, que suele utilizarse a la hora de obtener S0 2 en el laboratorio:

Los sulfitos solubles en agua se hidrólisis fácilmente, como resultado de lo cual aumenta la concentración de iones OH en la solución:

Al pasar S0 2 a través soluciones acuosas Los hidrosulfitos forman pirosulfitos:

Si se hierve una solución de Na 2 S0 3 con azufre en polvo, se forma tiosulfato de sodio. En los tiosulfatos, los átomos de azufre se encuentran en dos diferentes grados oxidación - +6 y -2:

El ion tiosulfato resultante corresponde al ácido H 2 S 2 0 3, llamado ácido tiosulfúrico. El ácido libre es inestable en condiciones normales y se descompone fácilmente:

Las propiedades de los tiosulfatos se deben a la presencia de y en ellos, y

la presencia de S determina las propiedades reductoras del ion S 2 0 3 _:

Los agentes oxidantes más débiles oxidan el tiosulfato de sodio a sales de ácido tetratiónico. Un ejemplo es la interacción con el yodo:

Esta reacción es ampliamente utilizada en Química analítica, ya que es la base de uno de los métodos más importantes Análisis volumétrico llamado yodometría.

Tiosulfatos Metales alcalinos se producen industrialmente a gran escala. Entre ellos valor más alto tiene tiosulfato de sodio Na 2 S 2 0 3, que se utiliza en medicina como antídoto contra las intoxicaciones por halógenos y cianuros. La acción de este fármaco se basa en su propiedad de liberar azufre, que, por ejemplo, con los iones de cianuro CN forma el ion tiocianato menos tóxico SCN:

El medicamento también se puede utilizar en caso de intoxicación con compuestos As, Pb, Hg, ya que se forman sulfuros no tóxicos. Na 2 S 2 0 3 se utiliza para enfermedades alérgicas, artritis, neuralgia. Una reacción característica del Na 2 S 2 0 3 es su interacción con AgNO 3: se forma un precipitado blanco Ag. ; S. ; 0 3, que con el tiempo, bajo la influencia de la luz y la humedad, se vuelve negro con la liberación de Ag 2 S:

Estas reacciones se utilizan para la detección cualitativa del ion tiosulfato.

El cloruro de tionilo SOCl 2 se obtiene haciendo reaccionar SO 2 con PC1 5:

La molécula de SOCl 2 tiene una estructura piramidal (fig. 25.4). Los enlaces con azufre se forman debido a un conjunto de orbitales, que pueden considerarse aproximadamente como $/? 3-híbrido. Uno de ellos está ocupado por un par de electrones solitarios, por lo que el SOCl 2 puede presentar propiedades base débil Looísa.

Arroz. 25.4.

S()C1 2 - Líquido incoloro, humeante y de olor acre, se hidroliza en presencia de trazas de humedad:

Los compuestos volátiles formados durante la reacción se eliminan fácilmente. Por tanto, el SOCl 2 se utiliza a menudo para obtener cloruros anhidros:

El SOCl 2 se utiliza ampliamente como agente clorante en síntesis orgánicas.