El azufre está muy extendido en la corteza terrestre y ocupa el decimosexto lugar entre otros elementos. Se encuentra tanto en estado libre como ligado. Las propiedades no metálicas son características de este elemento químico. Su nombre latino es "azufre", denotado por el símbolo S. El elemento forma parte de varios compuestos iónicos que contienen oxígeno y/o hidrógeno, forma muchas sustancias que pertenecen a las clases de ácidos, sales y varios óxidos, cada uno de los cuales puede denominarse óxido de azufre con los símbolos de adición que indican la valencia. Los estados de oxidación que presenta en varios compuestos son +6, +4, +2, 0, −1, −2. Se conocen óxidos de azufre con distintos grados de oxidación. Los más comunes son el dióxido y el trióxido de azufre. Menos conocidos son el monóxido de azufre, así como los óxidos superiores (excepto SO3) e inferiores de este elemento.
monóxido de azufre
Un compuesto inorgánico llamado óxido de azufre II, SO, tiene apariencia de gas incoloro. Al entrar en contacto con el agua, no se disuelve, sino que reacciona con ella. Este es un compuesto muy raro que se encuentra sólo en un ambiente de gas enrarecido. La molécula de SO es termodinámicamente inestable e inicialmente se convierte en S2O2 (llamado gas disulfuro o peróxido de azufre). Debido a la rara aparición de monóxido de azufre en nuestra atmósfera y a la baja estabilidad de la molécula, es difícil determinar completamente los peligros de esta sustancia. Pero en forma condensada o más concentrada, el óxido se convierte en peróxido, que es relativamente tóxico y cáustico. Este compuesto también es altamente inflamable (que en esta propiedad recuerda al metano); cuando se quema, produce dióxido de azufre, un gas venenoso; El óxido de azufre 2 fue descubierto cerca de Io (una de las atmósferas de Venus y del medio interestelar. En Io se cree que se produce mediante procesos volcánicos y fotoquímicos. Las principales reacciones fotoquímicas son las siguientes: O + S2 → S + SO y SO2 → SO + O.
Dióxido de azufre
El óxido de azufre IV, o dióxido de azufre (SO2), es un gas incoloro con un olor acre y asfixiante. A una temperatura de menos 10 C se vuelve líquido y a una temperatura de menos 73 C se solidifica. A 20°C se disuelven unos 40 volúmenes de SO2 en 1 litro de agua.
Este óxido de azufre, al disolverse en agua, forma ácido sulfuroso, ya que es su anhídrido: SO2 + H2O ↔ H2SO3.
Interactúa con bases y 2NaOH + SO2 → Na2SO3 + H2O y SO2 + CaO → CaSO3.
El dióxido de azufre se caracteriza por las propiedades tanto de un agente oxidante como de un agente reductor. Se oxida con oxígeno atmosférico a anhídrido sulfúrico en presencia de un catalizador: SO2 + O2 → 2SO3. Con agentes reductores fuertes como el sulfuro de hidrógeno, desempeña el papel de agente oxidante: H2S + SO2 → S + H2O.
El dióxido de azufre se utiliza en la industria principalmente para producir ácido sulfúrico. El dióxido de azufre se produce quemando azufre o piritas de hierro: 11O2 + 4FeS2 → 2Fe2O3 + 8SO2.
anhídrido sulfúrico
El óxido de azufre VI o trióxido de azufre (SO3) es un producto intermedio y no tiene significado independiente. En apariencia es un líquido incoloro. Hierve a una temperatura de 45 C y por debajo de 17 C se convierte en una masa cristalina blanca. Este azufre (con el estado de oxidación del átomo de azufre + 6) es extremadamente higroscópico. Con agua forma ácido sulfúrico: SO3 + H2O ↔ H2SO4. Cuando se disuelve en agua, libera una gran cantidad de calor y, si se agrega una gran cantidad de óxido no gradualmente, sino de una vez, puede ocurrir una explosión. El trióxido de azufre se disuelve bien en ácido sulfúrico concentrado para formar óleum. El contenido de SO3 en el oleum alcanza el 60%. Este compuesto de azufre tiene todas las propiedades.
Óxidos de azufre superiores e inferiores.
Los azufres son un grupo de compuestos químicos de fórmula SO3 + x, donde x puede ser 0 ó 1. El óxido monomérico SO4 contiene un grupo peroxo (O-O) y se caracteriza, al igual que el óxido SO3, por el estado de oxidación del azufre +6. . Este óxido de azufre se puede producir a bajas temperaturas (por debajo de 78 K) a partir de la reacción del SO3 o de la fotólisis del SO3 mezclado con ozono.
Los óxidos de azufre inferiores son un grupo de compuestos químicos que incluyen:
- SO (óxido de azufre y su dímero S2O2);
- monóxidos de azufre SnO (son compuestos cíclicos formados por anillos formados por átomos de azufre, y n puede ser de 5 a 10);
- S7O2;
- óxidos de azufre poliméricos.
Ha aumentado el interés por los óxidos de azufre inferiores. Esto se debe a la necesidad de estudiar su contenido en atmósferas terrestres y extraterrestres.
Sulfuro de hidrógeno – H2S
Compuestos de azufre -2, +4, +6. Reacciones cualitativas a sulfuros, sulfitos, sulfatos.
Recibo tras la interacción:
1. hidrógeno con azufre en t – 300 0
2. Cuando actúe sobre sulfuros de ácidos minerales:
Na2S+2HCl =2 NaCl+H2S
Propiedades físicas:
un gas incoloro, con olor a huevos podridos, venenoso, más pesado que el aire, al disolverse en agua, forma ácido sulfuro de hidrógeno débil.
Propiedades químicas
Propiedades ácido-base
1. Una solución de sulfuro de hidrógeno en agua (ácido hidrosulfuro) es un ácido dibásico débil, por lo que se disocia paso a paso:
H 2 S ↔ HS - + H +
SA - ↔ H - + S 2-
2. El ácido sulfuro de hidrógeno tiene las propiedades generales de los ácidos, reacciona con metales, óxidos básicos, bases y sales:
H2S + Ca = CaS + H2
H2S + CaO = CaS + H2O
H2S + 2NaOH = Na2S + 2H2O
H 2 S + CuSO 4 = CuS↓ + H 2 SO 4
Todas las sales ácidas (hidrosulfuros) son muy solubles en agua. Las sales normales (sulfuros) se disuelven en agua de diferentes maneras: los sulfuros de metales alcalinos y alcalinotérreos son muy solubles, los sulfuros de otros metales son insolubles en agua y los sulfuros de cobre, plomo, mercurio y algunos otros metales pesados no son solubles ni siquiera en ácidos (excepto ácido nítrico)
CuS+4HNO3 =Cu(NO3)2 +3S+2NO+2H2O
Los sulfuros solubles se someten a hidrólisis, en el anión.
Na 2 S ↔ 2 Na + + S 2-
S2- +HOH ↔HS - +OH -
Na2S + H2O ↔ NaHS + NaOH
Una reacción cualitativa al ácido hidrosulfuro y sus sales solubles (es decir, al ion sulfuro S 2-) es su interacción con las sales de plomo solubles, lo que da como resultado la formación de un precipitado negro de PbS.
Na 2 S + Pb(NO 3) 2 = 2NaNO 3 + PbS↓
Pb 2+ + S 2- = PbS↓
Muestra sólo propiedades restauradoras, porque el átomo de azufre tiene el estado de oxidación más bajo -2
1. con oxígeno
a) con desventaja
2H 2 S -2 +O 2 0 = S 0 +2H 2 O -2
b) con exceso de oxígeno
2H2S+3O2 =2SO2 +2H2O
2. con halógenos (decoloración del agua con bromo)
H2S-2 +Br2 =S0 +2HBr-1
3. con conc. HNO3
H2S+2HNO3 (k) = S+2NO2 +2H2O
b) con agentes oxidantes fuertes (KMnO 4, K 2 CrO 4 en un ambiente ácido)
2KMnO 4 +3H 2 SO 4 +5H 2 S = 5S+2MnSO 4 +K 2 SO 4 +8H 2 O
c) el ácido hidrosulfuro se oxida no solo por agentes oxidantes fuertes, sino también por otros más débiles, por ejemplo, sales de hierro (III), ácido sulfuroso, etc.
2FeCl 3 + H 2 S = 2FeCl 2 + S + 2HCl
H2SO3 + 2H2S = 3S + 3H2O
Recibo
1. combustión de azufre en oxígeno.
2. combustión de sulfuro de hidrógeno en exceso de O 2
2H2S+3O2 = 2SO2 +2H2O
3. oxidación de sulfuros
2CuS+3O2 = 2SO2 +2CuO
4. interacción de sulfitos con ácidos
Na 2 SO 3 +H 2 SO 4 =Na 2 SO 4 +SO 2 +H 2 O
5. Interacción de metales en la serie de actividad después de (H 2) con conc. H2SO4
Cu+2H 2 SO 4 = CuSO 4 + SO 2 +2H 2 O
Propiedades físicas
Gas, incoloro, con olor sofocante a azufre quemado, venenoso, más de 2 veces más pesado que el aire, muy soluble en agua (a temperatura ambiente, se disuelven unos 40 volúmenes de gas en un volumen).
Propiedades químicas:
Propiedades ácido-base
SO 2 es un óxido ácido típico.
1.con álcalis, formando dos tipos de sales: sulfitos e hidrosulfitos
2KOH+SO2 = K2SO3 +H2O
KOH+SO 2 = KHSO 3 +H 2 O
2.con óxidos básicos
K2O+SO2 = K2SO3
3. Se forma ácido sulfuroso débil con agua.
H 2 O + SO 2 = H 2 SO 3
El ácido sulfuroso existe sólo en solución y es un ácido débil.
Tiene todas las propiedades generales de los ácidos.
4. reacción cualitativa al sulfito - ion - SO 3 2 - acción de los ácidos minerales
Na 2 SO 3 +2HCl= 2Na 2 Cl+SO 2 +H 2 O olor a azufre quemado
Propiedades redox
En ORR puede ser tanto un agente oxidante como un agente reductor, porque el átomo de azufre en el SO 2 tiene un estado de oxidación intermedio de +4.
Como agente oxidante:
ASI QUE 2 + 2H 2 S = 3S + 2H 2 S
Como agente reductor:
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
Óxido de azufre (VI) SO 3 (anhídrido sulfúrico)
Recibo:
Oxidación del dióxido de azufre.
2SO 2 + O 2 = 2SO 3 ( t 0 , kat)
Propiedades físicas
Líquido incoloro, a temperaturas inferiores a 17 0 C se convierte en una masa cristalina blanca. Compuesto térmicamente inestable, se descompone completamente a 700 0 C. Es muy soluble en agua y ácido sulfúrico anhidro y reacciona con él para formar óleum.
SO 3 + H 2 SO 4 = H 2 S 2 O 7
Propiedades químicas
Propiedades ácido-base
Óxido ácido típico.
1.con álcalis, formando dos tipos de sales: sulfatos e hidrosulfatos
2KOH+SO 3 = K 2 SO 4 +H 2 O
KOH+SO3 = KHSO4 +H2O
2.con óxidos básicos
CaO+SO2 = CaSO4
3. con agua
H2O + SO3 = H2SO4
Propiedades redox
El óxido de azufre (VI) es un agente oxidante fuerte, generalmente reducido a SO 2
3SO 3 + H 2 S = 4SO 2 + H 2 O
Ácido sulfúrico H 2 SO 4
Preparación de ácido sulfúrico.
En la industria, el ácido se produce por método de contacto:
1. cocción de pirita
4FeS 2 +11O 2 = 2Fe 2 O 3 + 8SO 2
2. oxidación de SO 2 a SO 3
2SO 2 + O 2 = 2SO 3 ( t 0 , kat)
3. disolución de SO 3 en ácido sulfúrico
norte ASI 3 + H2 ASI 4 = H2 ASI 4 ∙ norte SO 3 (óleum)
H2SO4∙ norte SO 3 + H 2 O = H 2 SO 4
Propiedades físicas
H 2 SO 4 es un líquido aceitoso pesado, inodoro e incoloro, higroscópico. Se mezcla con agua en cualquier proporción; 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 agua y no al revés (primero agua, luego ácido, de lo contrario ocurrirán grandes problemas). )
Una solución de ácido sulfúrico en agua con un contenido de H 2 SO 4 inferior al 70% suele denominarse ácido sulfúrico diluido, más del 70% concentrado.
Propiedades químicas
ácido-base
El ácido sulfúrico diluido presenta todas las propiedades características de los ácidos fuertes. Se disocia en solución acuosa:
H 2 SO 4 ↔ 2H + + SO 4 2-
1. con óxidos básicos
MgO + H 2 SO 4 = MgSO 4 + H 2 O
2. con motivos
2NaOH + H 2 SO 4 = Na 2 SO 4 + 2H 2 O
3. con sales
BaCl 2 + H 2 SO 4 = BaSO 4 ↓ + 2HCl
Ba 2+ + SO 4 2- = BaSO 4 ↓ (precipitado blanco)
Reacción cualitativa al ion sulfato SO 4 2-
Debido a su punto de ebullición más alto, en comparación con otros ácidos, el ácido sulfúrico, cuando se calienta, los desplaza de las sales:
NaCl + H2SO4 = HCl + NaHSO4
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 metales en la serie activa hasta el hidrógeno se disuelven en ácido sulfúrico diluido, se forman sulfatos y se libera hidrógeno.
Zn + H 2 SO 4 = ZnSO 4 + H 2
El ácido sulfúrico concentrado es un agente oxidante vigoroso, especialmente cuando se calienta. Oxida muchos metales, no metales, sustancias inorgánicas y orgánicas.
H 2 SO 4 (k) agente oxidante S +6
Con metales más activos, el ácido sulfúrico se puede reducir a una variedad de productos dependiendo de la concentración.
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
El ácido sulfúrico concentrado oxida algunos no metales (azufre, carbono, fósforo, etc.), reduciéndolos a óxido de azufre (IV)
S + 2H 2 SO 4 = 3SO 2 + 2H 2 O
C + 2H 2 SO 4 = 2SO 2 + CO 2 + 2H 2 O
Interacción con algunas sustancias complejas.
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
Sales de ácido sulfúrico
2 tipos de sales: sulfatos e hidrosulfatos
Las sales de ácido sulfúrico tienen todas las propiedades generales de las sales. Su relación con el calor es especial. Los sulfatos de metales activos (Na, K, Ba) no se descomponen incluso cuando se calientan por encima de 1000 0 C, las sales de metales menos activos (Al, Fe, Cu) se descomponen incluso con un ligero calentamiento.
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. Gases tóxicos.
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.
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 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 para formar 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 fosforoso: PH3 (fosfina) + SO2 (dióxido de azufre) = H3PO2 (ácido fosforoso) + 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 dióxido de azufre.
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.
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 con 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 encontró 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 XIX 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 con un diagrama:
H2SO4∙ norte SO 3 + H 2 O = H 2 SO 4
El ácido sulfúrico encuentra una variedad de aplicaciones en diversas 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.
