Le dioxyde de soufre se forme lorsque le soufre est brûlé dans l'air ou l'oxygène. Il est également obtenu par calcination de sulfures métalliques, tels que les pyrites de fer, dans l'air (« brûlage ») :

Par cette réaction, le dioxyde de soufre est généralement obtenu industriellement (pour d'autres méthodes industrielles de production, voir 9 § 131).

Le dioxyde de soufre est un gaz incolore (" dioxyde de soufre") avec une odeur âcre de soufre chaud. Il se condense assez facilement en un liquide incolore bouillant à . Lorsqu'un liquide s'évapore, une forte baisse de température se produit (à ).

Le dioxyde de soufre est très soluble dans l'eau (environ 40 volumes dans 1 volume d'eau à ) ; dans ce cas, une réaction partielle avec l'eau se produit et de l'acide sulfureux se forme :

Le dioxyde de soufre est donc un anhydride acide sulfureux. Lorsqu'elle est chauffée, la solubilité diminue et l'équilibre se déplace vers la gauche ; progressivement, tout le dioxyde de soufre est à nouveau libéré de la solution.

La molécule est construite de la même manière que la molécule d’ozone. Les noyaux de ses atomes constituants forment un triangle isocèle :

Ici, l'atome de soufre, comme l'atome d'oxygène central dans la molécule d'ozone, est dans un état d'hybridation et l'angle est proche de . L'orbitale - de l'atome de soufre, orientée perpendiculairement au plan de la molécule, ne participe pas à l'hybridation. En raison de ces orbitales orbitales et orientées de manière similaire des atomes d’oxygène, une liaison à trois centres est formée ; la paire d'électrons qui le réalise appartient aux trois atomes de la molécule.

Le dioxyde de soufre est utilisé pour produire de l'acide sulfurique, mais aussi (en quantités beaucoup plus faibles) pour blanchir la paille, la laine, la soie et comme désinfectant (pour détruire les moisissures dans les sous-sols, les caves, les tonneaux de vin, les cuves de fermentation).

L'acide sulfureux est un composé très fragile. On ne le connaît que dans les solutions aqueuses. Lorsqu’on essaie de séparer l’acide sulfureux, il se décompose en eau. Par exemple, lorsque l'acide sulfurique concentré agit sur le sulfite de sodium, du dioxyde de soufre est libéré à la place de l'acide sulfureux :

La solution d'acide sulfureux doit être protégée de l'accès à l'air, sinon elle, absorbant l'oxygène de l'air, s'oxyde lentement en acide sulfurique :

L'acide sulfureux est un bon agent réducteur. Par exemple, il réduit les halogènes libres en halogénures d'hydrogène :

Cependant, lorsqu'il interagit avec des agents réducteurs puissants, l'acide sulfureux peut jouer le rôle d'agent oxydant. Ainsi, sa réaction avec le sulfure d'hydrogène se déroule principalement selon l'équation :

Étant dibasique, l'acide sulfureux forme deux séries de sels. Ses sels moyens sont appelés sulfites, les sels acides - hydrosulfites.

Comme l'acide, les sulfites et les hydrosulfites sont des agents réducteurs. Lorsqu'ils sont oxydés, on obtient des sels d'acide sulfurique.

Les sulfites sont les plus métaux actifs lors de la calcination, ils se décomposent pour former des sulfures et des sulfates (auto-oxydation - réaction d'auto-guérison) :

Les sulfites de potassium et de sodium sont utilisés pour blanchir certains matériaux, dans l'industrie textile pour la teinture des tissus et en photographie. La solution (ce sel n'existe qu'en solution) est utilisée pour transformer le bois en pâte dite au sulfite, à partir de laquelle le papier est ensuite obtenu.

H2SO3, acide dibasique faible. Il n'est pas isolé sous forme libre ; il existe en solutions aqueuses. Sels de sulfites d'acide sulfureux... Grand Dictionnaire encyclopédique

ACIDE SULFURIQUE- (H2SO3) acide dibasique faible. Existe uniquement en solutions aqueuses. Sels S. à. sulfites. Utilisé dans les pâtes et papiers et industrie alimentaire. Voir aussi Acides et anhydrides... Encyclopédie russe sur la protection du travail

acide sulfureux- - [A.S. Goldberg. Dictionnaire de l'énergie anglais-russe. 2006] Thèmes énergétiques en général EN acide sulfureux... Guide du traducteur technique

H2SO3, acide dibasique faible. Il n'est pas isolé sous forme libre ; il existe en solutions aqueuses. Sels d'acide sulfurique sulfites. * * * ACIDE SULFURIQUE ACIDE SULFURIQUE, H2SO3, un acide dibasique faible. Non mis en évidence sous forme libre,... ... Dictionnaire encyclopédique

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

H2SO3, un acide dibasique faible correspondant à l'état d'oxydation du soufre +4. Connu uniquement dans les solutions aqueuses diluées. Constantes de dissociation : K1 = 1,6 10 2, K2 = 1,0 10 7 (18°C). Donne deux séries de sels : les sulfites normaux et les acides... ... Grande Encyclopédie Soviétique

H2SO3, acide dibasique faible. Il n'est pas isolé sous forme libre, il existe dans les eaux. r rah. Sels S. k. sulfites... Sciences naturelles. Dictionnaire encyclopédique

Voir Séra.... Dictionnaire encyclopédique F.A. Brockhaus et I.A. Éfron

Université russe de l'amitié des peuples

Faculté des Langues Etrangères et Disciplines de l'Enseignement Général

Soufre. Son utilisation en médecine.

Complété

étudiant du groupe SV-53

Responsable des séminaires de chimie

Départements de chimie

Professeur V.F. Zakharov

Moscou, 2002

Trouver du soufre dans la nature.

Propriétés physiques du soufre.

Propriétés chimiques du soufre et de ses composés.

1) Propriétés d'une substance simple.

Propriétés des oxydes :

l'oxyde de soufre (IV);

oxyde de soufre(VI).

Propriétés des acides et de leurs sels :

l'acide sulfureux et ses sels ;

le sulfure d'hydrogène et les sulfures ;

acide sulfurique et ses sels.

Utilisation du soufre en médecine.

Caractéristiques générales du sous-groupe oxygène

Le sous-groupe de l'oxygène comprend cinq éléments : l'oxygène, le soufre, le sélénium, le tellure et le polonium (le polonium est un élément radioactif). Ce sont des éléments p du groupe VI du système périodique de D.I. Mendeleïev. Ils ont un nom de groupe - chalcogènes, qui signifie « formant du minerai ».

Propriétés des éléments du sous-groupe de l'oxygène

Les atomes de chalcogène ont la même structure de niveau d'énergie externe - ns 2 np 4. Ceci explique la similitude de leurs propriétés chimiques. Tous les chalcogènes contenus dans les composés contenant de l'hydrogène et des métaux présentent un état d'oxydation de -2, et dans les composés contenant de l'oxygène et d'autres non-métaux actifs, généralement +4 et +6. Pour l'oxygène, comme pour le fluor, un état d'oxydation égal au numéro de groupe n'est pas typique. Il présente un état d'oxydation généralement –2 et dans les composés avec du fluor +2.

Les composés hydrogènes des éléments du sous-groupe oxygène correspondent à la formule H 2 R.(R.– symbole de l'élément ): H 2 Ô, H 2 S, H 2 Se, H 2 Te. Ils sont appelés chalcohydrogènes. Lorsqu'ils sont dissous dans l'eau, des acides se forment (les formules sont les mêmes). La force de ces acides augmente avec l'augmentation numéro de sérieélément, ce qui s'explique par une diminution de l'énergie de liaison dans une série de composés H 2 R.. L'eau se dissocie en ions H + Et IL - , est un électrolyte amphotère.

Le soufre, le sélénium et le tellure forment les mêmes formes de composés de type oxygène R.O. 2 Et R.O. 3 . Ils correspondent à des acides du type H 2 R.O. 3 Et H 2 R.O. 4 . À mesure que le numéro atomique d’un élément augmente, la force de ces acides diminue. Ils montrent tous propriétés oxydantes, et des acides comme H 2 R.O. 3 également réparatrice.

Les propriétés des substances simples changent naturellement : avec une augmentation de la charge du noyau, les propriétés non métalliques s'affaiblissent et les propriétés métalliques augmentent. Ainsi, l’oxygène et le tellure sont des non-métaux, mais ce dernier a un éclat métallique et conduit l’électricité.

Trouver du soufre dans la nature

Le soufre est largement distribué dans la nature. Il représente 0,05% de la masse la croûte terrestre. A l'état libre (soufre natif) dans grandes quantités trouvé en Italie (île de Sicile) et aux États-Unis. Des gisements de soufre natif sont disponibles dans la région de Kuibyshev (région de la Volga), dans les États d'Asie centrale, en Crimée et dans d'autres régions.

Le soufre est souvent présent dans des composés avec d’autres éléments. Ses composés naturels les plus importants sont les sulfures métalliques : FeS 2 – la pyrite de fer, ou pyrite ; HGS – le cinabre, etc., ainsi que les sels d’acide sulfurique (hydrates cristallins) : CaSO 4 ּ 2 H 2 Ô – du plâtre, N / A 2 DONC 4 ּ 10 H 2 Ô- le sel de Glauber, MgSO 4 ּ 7 H 2 Ô– sel amer, etc.

Propriétés physiques du soufre

Le soufre naturel est constitué d'un mélange de quatre isotopes stables : ,
,
,
.

Le soufre forme plusieurs modifications allotropiques. Stable à température ambiante soufre rhombique C'est une poudre jaune, peu soluble dans l'eau, mais très soluble dans le sulfure de carbone, l'aniline et certains autres solvants. Conduit mal la chaleur et l’électricité. Une fois cristallisé dans le chloroforme CHCl 3 ou à partir de sulfure de carbone C.S. 2 il se présente sous la forme de cristaux transparents de forme octaédrique. Le soufre orthorhombique est constitué de molécules cycliques S 8 en forme de couronne. À 113 0 Sona fond et se transforme en un liquide jaune facilement mobile. Avec un chauffage supplémentaire, la masse fondue s'épaissit, car de longues chaînes de polymère s'y forment. Et si vous chauffez le soufre à 444,6 0 C, il bout. Verser du soufre bouillant en un mince filet dans eau froide, vous pouvez obtenir soufre plastique – modification caoutchouteuse constituée de chaînes polymères. Lorsque la masse fondue refroidit lentement, des cristaux jaune foncé en forme d'aiguille se forment. soufre monoclinique.(t pl =119 0 C). Comme le soufre rhombique, cette modification est constituée de molécules S 8 . A température ambiante, le soufre plastique et monoclinique sont instables et se transforment spontanément en poudre de soufre orthorhombique.

Propriétés chimiques du soufre et de ses composés

Propriétés d'une substance simple.

L’atome de soufre, ayant un niveau d’énergie externe incomplet, peut attacher deux électrons et présenter un état d’oxydation de –2. Le soufre présente ce degré d'oxydation dans les composés contenant des métaux et de l'hydrogène (par exemple, N / A 2 S Et H 2 S). Lorsque des électrons sont cédés ou retirés à un atome d'un élément plus électronégatif, l'état d'oxydation du soufre peut être +2, +4 et +6.

Le soufre forme facilement des composés avec de nombreux éléments. Lorsqu'il brûle dans l'air ou l'oxygène, de l'oxyde de soufre (IV) se forme. DONC 2 et partiellement de l'oxyde de soufre (VI) DONC 3 :

S+O 2 =SO 3

2S + 3O 2 = 2SO 3

Ce sont les oxydes de soufre les plus importants.

Lorsqu'il est chauffé, le soufre se combine directement avec l'hydrogène, les halogènes (sauf l'iode), le phosphore, le charbon et tous les métaux sauf l'or, le platine et l'iridium. Par exemple:

S+H 2 =H 2 S

3S + 2P = P 2 S 3

S+Cl 2 = SCl 2

2S+C=CS 2

S + Fe = FeS

Comme il ressort des exemples, dans les réactions avec des métaux et certains non-métaux, le soufre est un agent oxydant, et dans les réactions avec des non-métaux plus actifs, tels que l'oxygène, le chlore, c'est un agent réducteur.

Propriétés des oxydes

Oxyde de soufre (IV)

Dioxyde de soufre DONC 2 - un gaz incolore à l'odeur suffocante et âcre. Lorsqu'il est dissous dans l'eau (à 0 0 C, 1 volume d'eau dissout plus de 70 volumes DONC 2 ) de l'acide sulfureux se forme H 2 DONC 3 , qui n'est connu que dans les solutions.

DANS conditions de laboratoire recevoir DONC 2 agir sur le sulfite de sodium solide avec de l'acide sulfurique concentré :

N / A 2 DONC 3 + 2H 2 DONC 4 = 2NaHSO 4 + DONC 2 +H 2 Ô

Dans l'industrie DONC 2 obtenu par grillage de minerais sulfurés, tels que la pyrite :

4FeS 2 +11O 2 = 2Fe 2 Ô 3 +8SO 2 ,

ou lors de la combustion du soufre. Le dioxyde de soufre est un produit intermédiaire dans la production d'acide sulfurique. Il est également utilisé (avec les hydrosulfites de sodium NaHSO 3 et le calcium Ca(HSO 3) 2) pour séparer la cellulose du bois. Ce gaz est utilisé pour fumiger les arbres et les arbustes afin de tuer les ravageurs agricoles.

Réactions chimiques caractéristiques de DONC 2 , peut être divisé en 3 groupes :

Réactions qui se produisent sans changement de l'état d'oxydation, par exemple :

DONC 2 +Ca(OH) 2 = CaSO 3  +H 2 Ô

2SO 2 +O 2 = 2SO 3

Réactions qui se produisent avec une diminution de l'état d'oxydation du soufre, par exemple :

DONC 2 + 2H 2 S = 3S + 2H 2 Ô

Ainsi, DONC 2 peut présenter à la fois des effets oxydatifs et propriétés réparatrices.

Oxyde de soufre (VI)

Anhydride sulfurique DONC 3 à température ambiante, c'est un liquide incolore et facilement volatil (t ébullition = 44,8 0 C, t pl = 16,8 0 C), qui avec le temps se transforme en une modification semblable à l'amiante constituée de cristaux soyeux brillants. Les fibres d'anhydride sulfurique ne sont stables que dans un récipient scellé. Absorbant l'humidité de l'air, ils se transforment en un liquide épais et incolore - l'oléum (du latin oléum - « huile »). Bien que formellement, l’oléum puisse être considéré comme une solution DONC 3 V H 2 DONC 4 , en fait, c'est un mélange de divers acides pyrosulfuriques : H 2 S 2 Ô 7 ,H 2 S 3 Ô 10 etc. Avec de l'eau DONC 3 interagit de manière très énergétique : il dégage tellement de chaleur que les minuscules gouttelettes d’acide sulfurique qui en résultent créent un brouillard. Vous devez travailler avec cette substance avec une extrême prudence.

L'oxyde de soufre (VI) est produit par oxydation DONC 2 oxygène uniquement en présence d'un catalyseur :

2SO 2 +O 2  2SO 3 +Q.

La nécessité d'utiliser un catalyseur dans ce domaine réaction réversible en raison du fait que bonne sortie DONC 3 (c'est-à-dire un déplacement de l'équilibre vers la droite) ne peut être obtenu qu'avec une diminution de la température, cependant, avec basses températures La vitesse de réaction diminue de manière très significative.

L'oxyde de soufre (VI) se combine vigoureusement avec l'eau pour former de l'acide sulfurique :

DONC 3 + H 2 Ô = H 2 DONC 4

Propriétés des acides et de leurs sels

Acide sulfureux et ses sels

L'oxyde de soufre (IV) est très soluble dans l'eau (dans 1 40 volumes de SO 2 se dissolvent dans un volume d'eau à 20 0 C). Dans ce cas, il se forme de l'acide sulfureux, qui n'existe qu'en solution aqueuse :

DONC 2 +N 2 O = N 2 DONC 3

Réaction composée DONC 2 réversible avec de l'eau. Dans une solution aqueuse, l'oxyde de soufre (IV) et l'acide sulfureux sont en équilibre chimique et peuvent être déplacés. En attachant N 2 DONC 3 avec un alcali (neutralisation de l'acide), la réaction se déroule vers la formation d'acide sulfureux ; lors de la suppression DONC 2 (soufflage à travers une solution d'azote ou chauffage), la réaction se poursuit vers les substances de départ. Une solution d'acide sulfureux contient toujours de l'oxyde de soufre (IV), ce qui lui confère une odeur âcre.

L'acide sulfureux possède toutes les propriétés des acides. En solution N 2 SÔ 3 se dissocie progressivement :

N 2 SÀ PROPOS 3  H + + HSO 4 –

HSO 3 -  H + + DONC 3 2-

En tant qu'acide dibasique, il forme deux séries de sels : les sulfites et les hydrosulfites. Les sulfites se forment lorsqu'un acide est complètement neutralisé par un alcali :

N 2 DONC 3 + 2 NaOH =NUNH.S.À PROPOS 4 + 2H 2 À PROPOS

Les hydrosulfites sont obtenus en cas de manque d'alcali (par rapport à la quantité nécessaire pour neutraliser complètement l'acide) :

N 2 DONC 3 + NaOH = NaHSÔ 3 +N 2 À PROPOS

Comme l'oxyde de soufre (IV), l'acide sulfureux et ses sels sont de puissants agents réducteurs. Dans le même temps, le degré d'oxydation du soufre augmente. Donc, N 2 SÀ PROPOS 3 facilement oxydé en acide sulfurique même par l'oxygène atmosphérique :

2H 2 DONC 3 + Ô 2 = 2H 2 DONC 4

Par conséquent, les solutions d’acide sulfureux stockées pendant une longue période contiennent toujours de l’acide sulfurique.

L'oxydation de l'acide sulfureux avec le brome et le permanganate de potassium se produit encore plus facilement :

N 2 SÀ PROPOS 3 +Br 2 +N 2 O = N 2 DONC 4 + 2НВr

5H 2 S0 3 + 2KmnÀ PROPOS 4 = 2H 2 DONC 4 + 2MnSO 4 +K 2 SÀ PROPOS 4 + 2H 2 À PROPOS

L'oxyde de soufre (IV) et l'acide sulfureux décolorent de nombreux colorants, formant des composés incolores. Ce dernier peut se décomposer à nouveau lorsqu'il est chauffé ou exposé à la lumière, ce qui rétablit la couleur. Par conséquent, l’effet blanchissant DONC 2 Et N 2 DONC 4 diffère de l’effet blanchissant du chlore. Généralement, l'oxyde de soufre (IV) est utilisé pour blanchir la laine, la soie et la paille (ces matériaux sont détruits par l'eau chlorée).

La solution d'hydrosulfite de calcium a des applications importantes. Californie(HSO 3 ) 2 (liqueur sulfite), utilisée pour traiter les fibres de bois et la pâte à papier.

Sulfure d'hydrogène et sulfures

Sulfure d'hydrogène N 2 S - gaz incolore à l'odeur d'œufs pourris. Il est très soluble dans l'eau (à 20 °C, 2,5 volumes de sulfure d'hydrogène sont dissous dans 1 volume d'eau). Une solution de sulfure d'hydrogène dans l'eau est appelée eau sulfurée d'hydrogène ou acide sulfure (elle présente les propriétés d'un acide faible). ).

Le sulfure d'hydrogène est un gaz très toxique qui peut endommager système nerveux. Il est donc nécessaire de travailler avec des sorbonnes ou avec des appareils hermétiquement fermés. Teneur admissible en H 2 Sv locaux de production est de 0,01 mg dans 1 litre d'air.

Le sulfure d'hydrogène est présent naturellement dans les gaz volcaniques et dans les eaux de certaines sources minérales, par exemple Piatigorsk ; Matsesta. Il se forme lors de la décomposition des substances organiques soufrées de divers résidus végétaux et animaux. Ceci explique l'odeur désagréable caractéristique des eaux usées, des puisards et des décharges.

Le sulfure d'hydrogène peut être produit en combinant directement le soufre avec l'hydrogène lorsqu'il est chauffé :

S+N 2 = H 2 S

Mais il est généralement obtenu par action de l'acide chlorhydrique ou sulfurique dilué sur le sulfure de fer (II) :

2HCl + FeS =FUEje 2 +N 2 S

Cette réaction est souvent réalisée dans un appareil Kipp.

Le H 2 S est un composé moins puissant que l'eau. Cela est dû à la grande taille de l’atome de soufre par rapport à l’atome d’oxygène. Par conséquent, la liaison H-0 est plus courte et plus forte que la liaison H-S. Lorsqu'il est fortement chauffé, le sulfure d'hydrogène se décompose presque complètement en soufre et en hydrogène :

N 2 S = S + N 2

Le H 2 S gazeux brûle dans l'air avec une flamme bleue pour former de l'oxyde de soufre (IV) et de l'eau :

2H 2 S + 3 Ô 2 = 2 DONC 2 + 2H 2 À PROPOS

Avec un manque d'oxygène, du soufre et de l'eau se forment :

2H 2 S + Ô 2 = 2 S+ 2H 2 À PROPOS

Cette réaction est utilisée pour produire du soufre à partir de sulfure d’hydrogène à l’échelle industrielle.

Le sulfure d'hydrogène est un agent réducteur assez puissant. Cette propriété chimique importante peut s’expliquer comme suit. En solution N 2 S donne relativement facilement des électrons aux molécules d'oxygène dans l'air :

N 2 S-2e- = S + 2H + 2

Ô 2 + 4 e- = 2O 2- 1

Dans ce cas, H 2 S est oxydé par l'oxygène atmosphérique en soufre, ce qui rend l'eau sulfurée d'hydrogène trouble. Équation de réaction globale :

2 N 2 S+O 2 = 2S + 2N 2 Ô

Cela explique également le fait que le sulfure d'hydrogène ne s'accumule pas en très grande quantité dans la nature lors de la décomposition des substances organiques - l'oxygène de l'air l'oxyde en soufre libre.

Le sulfure d'hydrogène réagit vigoureusement avec les solutions d'halogènes. Par exemple:

N 2 S+I 2 = 2HI + S

Du soufre est libéré et la solution d'iode se décolore.

L'acide sulfurique d'hydrogène, en tant qu'acide dibasique, forme deux séries de sels : moyens (sulfures) et acides (hydrosulfures). Par exemple, N / A 2 S - le sulfure de sodium, NaHS- l'hydrosulfure de sodium. Les hydrosulfures sont presque tous très solubles dans l'eau. Les sulfures de métaux alcalins et alcalino-terreux sont également solubles dans l'eau, tandis que les autres métaux sont pratiquement insolubles ou légèrement solubles ; certains d'entre eux ne se dissolvent pas dans les acides dilués. Par conséquent, de tels sulfures peuvent être facilement obtenus en faisant passer du sulfure d'hydrogène à travers des sels du métal correspondant, par exemple :

AVECUSO 4 + N 2 S = CuS + H 2 DONC 4

Certains sulfures ont une couleur caractéristique : CuS Et R.BS - noir, AVECDS- jaune, ZnS- blanc, MnS- rose, SnS- brun, Sb 2 S 3 - orange, etc. L'analyse qualitative des cations repose sur la solubilité différente des sulfures et les différentes couleurs de beaucoup d'entre eux.

Acide sulfurique et ses sels

L'acide sulfurique est un liquide huileux, incolore et lourd. Extrêmement hygroscopique. Il absorbe l'humidité en libérant une grande quantité de chaleur, vous ne pouvez donc pas ajouter d'eau à l'acide concentré - l'acide éclaboussera. Pour diluer, ajoutez de petites quantités d’acide sulfurique à l’eau.

L'acide sulfurique anhydre dissout jusqu'à 70 % de l'oxyde de soufre (VI). Aux températures ordinaires, il est non volatil et inodore. Lorsqu'il est chauffé, il se sépare DONC 3 jusqu'à ce qu'une solution contenant 98,3% soit formée N 2 DONC 4 . Anhydre H 2 DONC 4 ne conduit presque pas le courant électrique.

Charbons d'acide sulfurique concentrés matière organique- le sucre, le papier, le bois, les fibres, etc. en en retirant les éléments eau. Dans ce cas, des hydrates d'acide sulfurique se forment. La carbonisation du sucre peut être exprimée par l'équation

AVEC 12 N 22 À PROPOS 11 + nN 2 DONC 4 = 12C + H 2 DONC 4 ּ nN 2 À PROPOS

Le carbone résultant réagit partiellement avec l'acide :

C+2H 2 DONC 4 = CO 2 + 2 DONC 2 + 2H 2 À PROPOS

Par conséquent, l'acide mis en vente a une couleur brune en raison de la poussière et des substances organiques qui y sont tombées accidentellement et qui s'y sont carbonisées.

Le séchage des gaz est basé sur l'absorption (élimination) de l'eau par l'acide sulfurique.

En tant qu'acide fort non volatil N 2 DONC 4 déplace les autres acides des sels secs. Par exemple:

NaNO3 + H 2 DONC 4 = NaHDONC 4 +NNON 3

Cependant, si N 2 SÀ PROPOS 4 est ajouté aux solutions salines, le déplacement des acides ne se produit pas.

Une propriété chimique très importante de l’acide sulfurique est sa relation avec les métaux. L'acide sulfurique dilué et concentré réagit différemment avec eux. Dilué l'acide sulfurique oxyde uniquement les métaux situés dans la série de tension à gauche de l'hydrogène, en raison des ions H + , Par exemple:

Zn+H 2 DONC 4 ( Razb ) = ZnSO 4 +H 2

Concentré L'acide sulfurique ne réagit pas avec de nombreux métaux aux températures ordinaires. L’acide sulfurique anhydre peut donc être stocké dans des conteneurs en fer et transporté dans des réservoirs en acier. Cependant, lorsqu'il est chauffé, concentré N 2 DONC 4 interagit avec presque tous les métaux (sauf R.t, UNtoi et quelques autres), ainsi qu'avec les non-métaux. En même temps, il agit comme un agent oxydant et est généralement réduit en DONC 2 . Dans ce cas, l’hydrogène n’est pas libéré, mais de l’eau se forme. Par exemple:

AVECu+2N 2 DONC 4 = AVECUSO 4 + DONC 2  + 2 N 2 Ô

2Ag + 2H 2 DONC 4 = Ag 2 DONC 4 + DONC 2  + 2H 2 Ô

C+2H 2 DONC 4 + = CO 2  +2SO 2  + 2H 2 Ô

2P+5H 2 DONC 4 = 2H 3 P.O. 4 +5SO 2 

L'acide sulfurique possède toutes les propriétés des acides.

L'acide sulfurique, étant dibasique, forme deux séries de sels : moyens, appelés sulfates, et acides, appelés hydrosulfates. Les sulfates se forment lorsqu'un acide est complètement neutralisé par un alcali (pour 1 mole d'acide il y a 2 moles d'alcali), et les hydrosulfates se forment lorsqu'il y a un manque d'alcali (pour 1 mole d'acide il y a 1 mole d'alcali) :

N 2 DONC 4 + 2 NUNOH= Na 2 DONC 4 + 2H 2 À PROPOS

N 2 DONC 4 + NaOH = NUNHSO 4 +N 2 À PROPOS

De nombreux sels d'acide sulfurique revêtent une grande importance pratique.

La plupart des sels d'acide sulfurique sont solubles dans l'eau. Sels CalifornieDONC 4 Et R.bSO 4 sont légèrement solubles dans l'eau, et VirginieDONC 4 pratiquement insoluble dans l'eau et les acides. Cette propriété permet l'utilisation de tout sel de baryum soluble, par exemple Toije 2 , comme réactif pour l'acide sulfurique et ses sels (plus précisément, pour l'ion DONC 4 2- ):

H 2 DONC 4 + BaCl 2 = BaSO 4  + 2HCl

NaSO 4 + BaCl 2 = BaSO 4  + 2NaCl

Dans ce cas, un précipité blanc de sulfate de baryum, insoluble dans l'eau et les acides, précipite.

L'acide sulfurique est le produit le plus important de l'industrie chimique de base, qui produit des acides inorganiques, des alcalis, des sels, des engrais minéraux et du chlore.

En termes de variété d'applications, l'acide sulfurique occupe la première place parmi les acides. La plus grande quantité il est utilisé pour produire des engrais phosphorés et azotés. Étant un acide non volatil, l'acide sulfurique est utilisé pour produire d'autres acides - chlorhydrique, fluorhydrique, phosphorique, acétique, etc. Une grande partie est utilisée pour purifier les produits pétroliers - essence, kérosène et huiles lubrifiantes - de impuretés nocives. En construction mécanique, l'acide sulfurique est utilisé pour nettoyer la surface métallique des oxydes avant revêtement (nickelage, chromage, etc.). L'acide sulfurique est utilisé dans la production d'explosifs, de fibres artificielles, de colorants, de plastiques et bien d'autres. Il sert à remplir les batteries. En agriculture, il est utilisé pour lutter contre les mauvaises herbes (herbicide).

Cela détermine l’importance de l’acide sulfurique dans notre économie nationale.

Utilisation du soufre en médecine

Le soufre purifié (Sulfurdepuratum) - une fine poudre jaune citron - est utilisé contre l'entérobiase comme anthelminthique. C'est également un laxatif doux et fait partie de la poudre complexe de racine de réglisse. Une solution stérile à 1 à 2 % de soufre purifié dans de l'huile de pêche (sulfozine) est parfois utilisée pour le traitement pyrogène de la syphilis.

De plus, les composés soufrés, organiques et inorganiques, sont largement utilisés en médecine. Les atomes de soufre se retrouvent dans de nombreux médicaments aux effets très différents. Puisqu’il n’est pas possible de tous les couvrir, nous nous limiterons à quelques exemples.

Le dioxyde de soufre SO2 se forme lorsque le soufre est brûlé dans l'air ou l'oxygène. Il est également obtenu par calcination de sulfures métalliques, tels que les pyrites de fer, dans l'air (« brûlage ») :

À partir de cette réaction, le dioxyde de soufre est généralement obtenu industriellement (à propos d'autres méthodes industrielles de production de SO 2 cm, 9 § 131).

Le dioxyde de soufre est un gaz incolore (« dioxyde de soufre ») avec une odeur âcre de soufre chaud. Il se condense assez facilement en un liquide incolore bouillant à -10,0°C. Lorsque le SO 2 liquide s'évapore, une forte baisse de température se produit (jusqu'à -50°C).

Le dioxyde de soufre est très soluble dans l'eau (environ 40 volumes dans 1 volume d'eau à 20°C) ; dans ce cas, une réaction partielle avec l'eau se produit et de l'acide sulfureux se forme :

Ainsi, le dioxyde de soufre est un anhydride de l'acide sulfureux. Lorsqu'il est chauffé, la solubilité du SO 2 diminue et l'équilibre se déplace vers la gauche ; progressivement, tout le dioxyde de soufre est à nouveau libéré de la solution.

La molécule SO 2 est structurée de manière similaire à la molécule d'ozone. Les noyaux de ses atomes constituants forment un triangle isocèle :

Ici l'atome de soufre, comme l'atome d'oxygène central dans la molécule d'ozone, est dans un état d'hybridation sp 2 et l'angle OSO est proche de 120°. L'orbitale p z de l'atome de soufre, orientée perpendiculairement au plan de la molécule, ne participe pas à l'hybridation. En raison de cette orbitale et des orbitales p z orientées de manière similaire des atomes d'oxygène, une liaison α à trois centres est formée ; la paire d'électrons qui le réalise appartient aux trois atomes de la molécule.

Le dioxyde de soufre est utilisé pour produire de l'acide sulfurique, mais aussi (en quantités beaucoup plus faibles) pour blanchir la paille, la laine, la soie et comme désinfectant (pour détruire les moisissures dans les sous-sols, les caves, les tonneaux de vin, les cuves de fermentation).

L'acide sulfureux H 2 SO 3 est un composé très fragile. On ne le connaît que dans les solutions aqueuses. Lorsqu'on essaie d'isoler l'acide sulfureux, il se décompose en SO 2 et en eau. Par exemple, lorsque l'acide sulfurique concentré agit sur le sulfite de sodium, du dioxyde de soufre est libéré à la place de l'acide sulfureux :

La solution d'acide sulfureux doit être protégée de l'accès à l'air, sinon elle, absorbant l'oxygène de l'air, s'oxyde lentement en acide sulfurique :

L'acide sulfureux est un bon agent réducteur. Par exemple, il réduit les halogènes libres en halogénures d'hydrogène :

Cependant, lorsqu'il interagit avec des agents réducteurs puissants, l'acide sulfureux peut jouer le rôle d'agent oxydant. Ainsi, sa réaction avec le sulfure d'hydrogène se déroule principalement selon l'équation :

Étant dibasique (K 1 ? 2.10 -2, K 2 = 6,3.10 -8), l'acide sulfureux forme deux séries de sels. Ses sels moyens sont appelés sulfites, les sels acides - hydrosulfites.

Comme l'acide, les sulfites et les hydrosulfites sont des agents réducteurs. Lorsqu'ils sont oxydés, on obtient des sels d'acide sulfurique.

Lorsqu'ils sont calcinés, les sulfites des métaux les plus actifs se décomposent pour former des sulfures et des sulfates (auto-oxydation - réaction d'auto-guérison) :

Les sulfites de potassium et de sodium sont utilisés pour blanchir certains matériaux, dans l'industrie textile pour la teinture des tissus et en photographie. Une solution de Ca(HSO 3)2 (ce sel n'existe qu'en solution) est utilisée pour transformer le bois en pâte dite au sulfite, à partir de laquelle du papier est ensuite produit.

Composés soufrés (1U). Acide sulfureux

Dans les tétrahalogénures SHal 4, les oxohalogénures SOI Ial 2 et le dioxyde S0 2, l'acide sulfureux 1I 2 S0 3, le soufre présente un état d'oxydation de +4. Dans tous ces composés, ainsi que dans leurs complexes anioniques correspondants, l’atome de soufre possède une paire d’électrons non partagée. En fonction du nombre d'électrons a-liants et non liants, la forme des molécules de ces composés passe d'un tétraèdre déformé (SHal 4) à une forme angulaire (S0 9) en passant par une forme de pyramide trigonale (SOHal 2 et SO3) . Les composés S(IV) ont propriétés acides, qui se manifeste par des réactions d'interaction avec l'eau :

Oxyde de soufre (1U) Le S0 2, ou dioxyde de soufre, est formé par la combustion du soufre dans l'air ou l'oxygène, ainsi que par la calcination des sulfures, comme la pyrite :

L'oxydation de la pyrite est à l'origine méthode industrielle obtenir S0 2. La molécule S0 2 est construite de manière similaire à la molécule Oe et a la structure triangle isocèle avec un atome de soufre au sommet. Longueur Connexion SO est de 0,143 nm et l'angle de liaison est de 119,5° :

L'atome de soufre est dans le 5/? 2-hybridation. L'orbitale p est orientée perpendiculairement au plan de la molécule et n'est pas impliquée dans l'hybridation (Fig. 25.2). En raison de cela et d’autres orbitales p d’atomes d’oxygène orientées de manière similaire, une liaison n à trois centres est formée.

Riz. 25.2.

Dans des conditions normales, l'oxyde de soufre (1U) est un gaz incolore avec une odeur âcre caractéristique. Dissolvons bien dans l'eau. Les solutions aqueuses ont une réaction acide, puisque S0 2, en interaction avec l'eau, forme de l'acide sulfureux H 2 S0 3. La réaction est réversible :

Un trait caractéristique de S0 2 est sa dualité rédox. Cela s'explique par le fait que dans SO. ; le soufre a un état d'oxydation de +4 et peut donc, en donnant deux électrons, être oxydé en S(VI) et en recevant quatre électrons, réduit en S. La manifestation de ces propriétés et d'autres dépend de la nature du composant réactif. Ainsi, avec des agents oxydants forts, S0 2 se comporte comme agent réducteur typique. Par exemple, les halogènes sont réduits en halogénures d'hydrogène correspondants, et S(IV) se transforme généralement en S(VI) :

En présence d'agents réducteurs forts, S0 2 se comporte comme un agent oxydant :

Elle se caractérise également par une réaction de disproportion :

SQ, c'est oxyde d'acide, facilement soluble dans l'eau (1 volume de H 2 0 dissout 40 volumes de S0 2). Une solution aqueuse de SOv est acide et est appelée acide sulfureux. Généralement, la majeure partie du S0 2 dissous dans l'eau se trouve en solution sous forme hydratée de S0 2 azH 2 0, et seule une petite partie de S0 2 interagit avec l'eau selon le schéma

L'acide sulfureux, en tant qu'acide dibasique, forme deux types de sels : moyens - sulfites (Na 2 S0 3) et acides - hydrosulfites (NaHS0 3). H 2 S0 3 existe sous deux formes tautomères (Fig. 25.3).

Riz. 25.3.Structure des formes tautomères de H 2 S0 3

Étant donné que le soufre dans l'acide sulfureux a un état d'oxydation de +4, il présente, comme S0 2, les propriétés à la fois d'un agent oxydant et d'un agent réducteur, comme déjà mentionné, donc l'acide sulfureux dans les réactions d'oxydo-réduction duplique complètement les propriétés de S0 9.

Les sels H 2 S0 3 (sulfites) ont les propriétés à la fois d'agents oxydants et réducteurs. Ainsi, l'ion SO 2 se transforme facilement en ion SO 2, présentant de fortes propriétés réductrices, donc les sulfites dans les solutions sont progressivement oxydés. oxygène moléculaire, se transformant en sels d'acide sulfurique :

En présence d’agents réducteurs puissants, les sulfites se comportent comme des agents oxydants. Sous un fort chauffage, les sulfites des métaux les plus actifs se décomposent à 600°C pour former des sels H 2 SO^ et H 2 S, c'est-à-dire la disproportion se produit :

Parmi les sels de l'acide sulfureux, seuls les sels des 5 éléments du groupe I sont dissous, ainsi que les hydrosulfites de type Me 2+ (HS0 3) 2.

Puisque H 2 S0 3 est acide faible, puis lorsque les acides agissent sur les sulfites et les hydrosulfites, du S0 2 est libéré, qui est habituellement utilisé lors de l'obtention du S0 2 en laboratoire :

Les sulfites solubles dans l'eau subissent facilement une hydrolyse, ce qui entraîne une augmentation de la concentration en ions OH dans la solution :

Lors du passage de S0 2 à travers solutions aqueuses les hydrosulfites forment des pyrosulfites :

Si une solution de Na 2 S0 3 est bouillie avec de la poudre de soufre, du thiosulfate de sodium se forme. Dans les thiosulfates, les atomes de soufre sont situés en deux différents degrés oxydation - +6 et -2 :

L'ion thiosulfate résultant correspond à l'acide H 2 S 2 0 3, appelé acide thiosulfurique. L'acide libre est instable dans des conditions normales et se décompose facilement :

Les propriétés des thiosulfates sont dues à la présence et en eux, et

la présence de S détermine les propriétés réductrices de l'ion S 2 0 3 _ :

Les agents oxydants plus faibles oxydent le thiosulfate de sodium en sels d'acide tétrathionique. Un exemple est l'interaction avec l'iode :

Cette réaction est largement utilisée dans chimie analytique, puisqu'il est à la base de l'un des les méthodes les plus importantes analyse volumétrique appelée iodométrie.

Thiosulfates métaux alcalins sont produits industriellement à grande échelle. Parmi eux valeur la plus élevée contient du thiosulfate de sodium Na 2 S 2 0 3, qui est utilisé en médecine comme antidote aux intoxications aux halogènes et aux cyanures. L'action de ce médicament repose sur sa propriété de libérer du soufre qui, par exemple, avec les ions cyanure CN forme l'ion thiocyanate moins toxique SCN :

Le médicament peut également être utilisé en cas d'empoisonnement avec des composés As, Pb, Hg, car des sulfures non toxiques se forment. Na 2 S 2 0 3 est utilisé pour les maladies allergiques, l'arthrite, les névralgies. Une réaction caractéristique du Na 2 S 2 0 3 est son interaction avec AgN0 3 : un précipité se forme blanc Ag. ; S. ; 0 3, qui avec le temps sous l'influence de la lumière et de l'humidité devient noir avec libération d'Ag 2 S :

Ces réactions sont utilisées pour la détection qualitative de l’ion thiosulfate.

Le chlorure de thionyle SOCl 2 est obtenu en faisant réagir S0 2 avec PC1 5 :

La molécule SOCl 2 a une structure pyramidale (Fig. 25.4). Les liaisons avec le soufre se forment grâce à un ensemble d'orbitales, qui peuvent être considérées très approximativement comme $/? 3-hybride. L'un d'eux est occupé par une paire d'électrons non liants, donc SOCl 2 peut présenter des propriétés fondation faible Loisa.

Riz. 25.4.

S()C1 2 - liquide incolore et fumant avec une odeur âcre, s'hydrolyse en présence de traces d'humidité :

Les composés volatils formés lors de la réaction sont facilement éliminés. Ainsi, SOCl 2 est souvent utilisé pour obtenir des chlorures anhydres :

SOCl 2 est largement utilisé comme agent de chloration dans les synthèses organiques.