Le soufre est répandu dans la croûte terrestre et se classe au seizième rang parmi les autres éléments. On le trouve à la fois à l’état libre et sous forme liée. Les propriétés non métalliques sont caractéristiques de cet élément chimique. Son nom latin est « Soufre », désigné par le symbole S. L'élément fait partie de divers composés ioniques contenant de l'oxygène et/ou de l'hydrogène, forme de nombreuses substances appartenant aux classes des acides, des sels et de plusieurs oxydes, dont chacun peut être appelé oxyde de soufre avec les symboles d'addition indiquant la valence. Les états d'oxydation qu'il présente dans divers composés sont +6, +4, +2, 0, −1, −2. Des oxydes de soufre présentant différents degrés d'oxydation sont connus. Les plus courants sont le dioxyde de soufre et le trioxyde. Moins connus sont le monoxyde de soufre, ainsi que les oxydes supérieurs (sauf SO3) et inférieurs de cet élément.
Monoxyde de soufre
Un composé inorganique appelé oxyde de soufre II, SO, est un gaz incolore en apparence. Au contact de l'eau, il ne se dissout pas mais réagit avec elle. Il s’agit d’un composé très rare que l’on trouve uniquement dans un environnement de gaz raréfiés. La molécule SO est thermodynamiquement instable et se transforme initialement en S2O2 (appelé gaz disoufre ou peroxyde de soufre). En raison de la rareté du monoxyde de soufre dans notre atmosphère et de la faible stabilité de la molécule, il est difficile de déterminer pleinement les dangers de cette substance. Mais sous forme condensée ou plus concentrée, l'oxyde se transforme en peroxyde, relativement toxique et caustique. Ce composé est également hautement inflammable (rappelant le méthane dans cette propriété) ; lorsqu'il est brûlé, il produit du dioxyde de soufre, un gaz toxique. L'oxyde de soufre 2 a été découvert près de Io (une des atmosphères de Vénus et dans le milieu interstellaire. Sur Io, il serait produit par des processus volcaniques et photochimiques. Les principales réactions photochimiques sont les suivantes : O + S2 → S + SO et SO2 → SO + O.
Dioxyde de soufre
L'oxyde de soufre IV, ou dioxyde de soufre (SO2), est un gaz incolore à l'odeur âcre et suffocante. À une température de moins 10 C, il passe à l'état liquide et à une température de moins 73 C, il se solidifie. A 20°C, environ 40 volumes de SO2 se dissolvent dans 1 litre d'eau.
Cet oxyde de soufre, se dissolvant dans l'eau, forme de l'acide sulfureux, puisqu'il s'agit de son anhydride : SO2 + H2O ↔ H2SO3.
Il interagit avec les bases et 2NaOH + SO2 → Na2SO3 + H2O et SO2 + CaO → CaSO3.
Le dioxyde de soufre se caractérise par les propriétés à la fois d’agent oxydant et d’agent réducteur. Il est oxydé par l'oxygène atmosphérique en anhydride sulfurique en présence d'un catalyseur : SO2 + O2 → 2SO3. Avec des réducteurs forts comme le sulfure d'hydrogène, il joue le rôle d'un agent oxydant : H2S + SO2 → S + H2O.
Le dioxyde de soufre est utilisé dans l’industrie principalement pour produire de l’acide sulfurique. Le dioxyde de soufre est produit en brûlant des pyrites de soufre ou de fer : 11O2 + 4FeS2 → 2Fe2O3 + 8SO2.
Anhydride sulfurique
L'oxyde de soufre VI, ou trioxyde de soufre (SO3), est un produit intermédiaire et n'a aucune signification indépendante. En apparence, c'est un liquide incolore. Il bout à une température de 45 °C et en dessous de 17 °C, il se transforme en une masse cristalline blanche. Ce soufre (avec un état d'oxydation de l'atome de soufre + 6) est extrêmement hygroscopique. Avec l'eau, il forme de l'acide sulfurique : SO3 + H2O ↔ H2SO4. Lorsqu'il est dissous dans l'eau, il libère une grande quantité de chaleur et, si une grande quantité d'oxyde n'est pas ajoutée progressivement, mais immédiatement, une explosion peut se produire. Le trioxyde de soufre se dissout bien dans l'acide sulfurique concentré pour former de l'oléum. La teneur en SO3 de l'oléum atteint 60 %. Ce composé soufré possède toutes les propriétés
Oxydes de soufre supérieurs et inférieurs
Les soufres sont un groupe de composés chimiques de formule SO3 + x, où x peut être 0 ou 1. L'oxyde monomère SO4 contient un groupe peroxo (O-O) et se caractérise, comme l'oxyde SO3, par l'état d'oxydation du soufre +6. . Cet oxyde de soufre peut être produit à basse température (inférieure à 78 K) à partir de la réaction du SO3 et/ou de la photolyse du SO3 mélangé à l'ozone.
Les oxydes de soufre inférieurs sont un groupe de composés chimiques qui comprennent :
- SO (oxyde de soufre et son dimère S2O2) ;
- les monoxydes de soufre SnO (sont des composés cycliques constitués de cycles formés par des atomes de soufre, et n peut aller de 5 à 10) ;
- S7O2;
- oxydes de soufre polymères.
L’intérêt pour les oxydes de soufre à faible teneur en soufre s’est accru. Cela est dû à la nécessité d’étudier leur contenu dans des atmosphères terrestres et extraterrestres.
Sulfure d'hydrogène – H2S
Composés soufrés -2, +4, +6. Réactions qualitatives aux sulfures, sulfites, sulfates.
Réception lors de l'interaction :
1. hydrogène avec soufre à t – 300 0
2. en agissant sur les sulfures d'acides minéraux :
Na 2 S+2HCl =2 NaCl+H 2 S
Propriétés physiques :
un gaz incolore, à l'odeur d'œufs pourris, toxique, plus lourd que l'air, se dissolvant dans l'eau, il forme de l'acide sulfure d'hydrogène faible.
Propriétés chimiques
Propriétés acido-basiques
1. Une solution de sulfure d'hydrogène dans l'eau - l'acide sulfure d'hydrogène - est un acide dibasique faible, elle se dissocie donc par étapes :
H 2 S ↔ HS - + H +
HS-↔H-+S2-
2. L'acide sulfure d'hydrogène a les propriétés générales des acides, réagit avec les métaux, les oxydes basiques, les bases, les sels :
H 2 S + Ca = CaS + H 2
H 2 S + CaO = CaS + H 2 O
H 2 S + 2NaOH = Na 2 S + 2H 2 O
H 2 S + CuSO 4 = CuS↓ + H 2 SO 4
Tous les sels acides - hydrosulfures - sont hautement solubles dans l'eau. Les sels normaux - sulfures - se dissolvent dans l'eau de différentes manières : les sulfures de métaux alcalins et alcalino-terreux sont très solubles, les sulfures d'autres métaux sont insolubles dans l'eau et les sulfures de cuivre, de plomb, de mercure et de certains autres métaux lourds ne sont pas solubles même dans acides (sauf acide nitrique)
CuS+4HNO 3 =Cu(NO 3) 2 +3S+2NO+2H 2 O
Les sulfures solubles subissent une hydrolyse - au niveau de l'anion.
Na 2 S ↔ 2Na + + S 2-
S 2- +HOH ↔HS - +OH -
Na 2 S + H 2 O ↔ NaHS + NaOH
Une réaction qualitative à l'acide sulfure d'hydrogène et à ses sels solubles (c'est-à-dire à l'ion sulfure S 2-) est leur interaction avec les sels de plomb solubles, ce qui entraîne la formation d'un précipité noir de PbS.
Na 2 S + Pb(NO 3) 2 = 2NaNO 3 + PbS↓
Pb 2+ + S 2- = PbS↓
Affiche uniquement les propriétés réparatrices, car l'atome de soufre a l'état d'oxydation le plus bas -2
1. avec de l'oxygène
a) avec un désavantage
2H 2 S -2 +O 2 0 = S 0 +2H 2 O -2
b) avec un excès d'oxygène
2H 2 S+3O 2 =2SO 2 +2H 2 O
2. avec des halogènes (décoloration de l'eau bromée)
H 2 S -2 + Br 2 =S 0 + 2HBr -1
3. avec conc. HNO3
H 2 S+2HNO 3 (k) = S+2NO 2 +2H 2 O
b) avec des agents oxydants forts (KMnO 4, K 2 CrO 4 en milieu acide)
2KMnO 4 +3H 2 SO 4 +5H 2 S = 5S+2MnSO 4 +K 2 SO 4 +8H 2 O
c) l'acide hydrosulfure est oxydé non seulement par des agents oxydants forts, mais également par des agents plus faibles, par exemple les sels de fer (III), l'acide sulfureux, etc.
2FeCl 3 + H 2 S = 2FeCl 2 + S + 2HCl
H 2 SO 3 + 2H 2 S = 3S + 3H 2 O
Reçu
1. combustion du soufre dans l'oxygène.
2. combustion de sulfure d'hydrogène en excès d'O 2
2H 2 S+3O 2 = 2SO 2 +2H 2 O
3. oxydation des sulfures
2CuS+3O2 = 2SO2 +2CuO
4. interaction des sulfites avec les acides
Na 2 SO 3 +H 2 SO 4 =Na 2 SO 4 +SO 2 +H 2 O
5. interaction des métaux dans la série d'activités après (H 2) avec conc. H2SO4
Cu+2H 2 SO 4 = CuSO 4 + SO 2 +2H 2 O
Propriétés physiques
Gaz, incolore, à l'odeur suffocante de soufre brûlé, toxique, plus de 2 fois plus lourd que l'air, très soluble dans l'eau (à température ambiante, environ 40 volumes de gaz se dissolvent dans un volume).
Propriétés chimiques :
Propriétés acido-basiques
SO 2 est un oxyde acide typique.
1.avec des alcalis, formant deux types de sels : les sulfites et les hydrosulfites
2KOH+SO2 = K2SO3 +H2O
KOH+SO 2 = KHSO 3 +H 2 O
2.avec des oxydes basiques
K 2 O + SO 2 = K 2 SO 3
3. De l'acide sulfureux faible se forme avec l'eau
H 2 O + SO 2 = H 2 SO 3
L'acide sulfureux existe uniquement en solution et est un acide faible.
possède toutes les propriétés générales des acides.
4. réaction qualitative au sulfite - ion - SO 3 2 - action des acides minéraux
Na 2 SO 3 +2HCl= 2Na 2 Cl+SO 2 +H 2 O odeur de soufre brûlé
Propriétés rédox
En ORR, il peut être à la fois un agent oxydant et un agent réducteur, car l'atome de soufre dans SO 2 a un état d'oxydation intermédiaire de +4.
En tant qu'agent oxydant :
ALORS 2 + 2H 2 S = 3S + 2H 2 S
En tant qu'agent réducteur :
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
Oxyde de soufre (VI) SO 3 (anhydride sulfurique)
Reçu:
Oxydation du dioxyde de soufre
2SO 2 + O 2 = 2SO 3 ( t 0 , kat)
Propriétés physiques
Liquide incolore, à des températures inférieures à 17 0 C, il se transforme en une masse cristalline blanche. Composé thermiquement instable, se décompose complètement à 700 0 C. Il est très soluble dans l'eau et l'acide sulfurique anhydre et réagit avec lui pour former de l'oléum.
SO 3 + H 2 SO 4 = H 2 S 2 O 7
Propriétés chimiques
Propriétés acido-basiques
Oxyde d'acide typique.
1.avec des alcalis, formant deux types de sels : sulfates et hydrosulfates
2KOH+SO 3 = K 2 SO 4 +H 2 O
KOH+SO 3 = KHSO 4 +H 2 O
2.avec des oxydes basiques
CaO+SO 2 = CaSO 4
3. avec de l'eau
H 2 O + SO 3 = H 2 SO 4
Propriétés rédox
L'oxyde de soufre (VI) est un agent oxydant puissant, généralement réduit en SO 2
3SO 3 + H 2 S = 4SO 2 + H 2 O
Acide sulfurique H 2 SO 4
Préparation de l'acide sulfurique
Dans l'industrie, l'acide est produit par contact :
1. cuisson de pyrite
4FeS 2 +11O 2 = 2Fe 2 O 3 + 8SO 2
2. oxydation du SO 2 en SO 3
2SO 2 + O 2 = 2SO 3 ( t 0 , kat)
3. dissolution du SO 3 dans l'acide sulfurique
n SO 3 + H 2 SO 4 = H 2 SO 4 ∙ n SO 3 (oléum)
H2SO4∙ n SO 3 + H 2 O = H 2 SO 4
Propriétés physiques
H 2 SO 4 est un liquide huileux lourd, inodore et incolore, hygroscopique. Se mélange avec de l'eau dans n'importe quelle proportion ; lorsque l'acide sulfurique concentré est dissous dans l'eau, une grande quantité de chaleur est libérée, il doit donc être soigneusement versé dans l'eau, et non l'inverse (d'abord l'eau, puis l'acide, sinon de gros problèmes se produiront)
Une solution d'acide sulfurique dans l'eau avec une teneur en H 2 SO 4 inférieure à 70 % est généralement appelée acide sulfurique dilué, à plus de 70 % - concentré.
Propriétés chimiques
Acide-base
L'acide sulfurique dilué présente toutes les propriétés caractéristiques des acides forts. Se dissocie en solution aqueuse :
H 2 SO 4 ↔ 2H + + SO 4 2-
1. avec des oxydes basiques
MgO + H 2 SO 4 = MgSO 4 + H 2 O
2. avec motifs
2NaOH +H 2 SO 4 = Na 2 SO 4 + 2H 2 O
3. avec des sels
BaCl 2 + H 2 SO 4 = BaSO 4 ↓ + 2HCl
Ba 2+ + SO 4 2- = BaSO 4 ↓ (précipité blanc)
Réaction qualitative à l'ion sulfate SO 4 2-
En raison de son point d'ébullition plus élevé que les autres acides, l'acide sulfurique, lorsqu'il est chauffé, les déplace des sels :
NaCl + H 2 SO 4 = HCl + NaHSO 4
Propriétés rédox
Dans H 2 SO 4 dilué, les agents oxydants sont des ions H +, et dans H 2 SO 4 concentré, les agents oxydants sont des ions sulfate SO 4 2.
Les métaux de la série d'activités allant jusqu'à l'hydrogène se dissolvent dans l'acide sulfurique dilué, des sulfates se forment et de l'hydrogène est libéré.
Zn + H 2 SO 4 = ZnSO 4 + H 2
L'acide sulfurique concentré est un agent oxydant puissant, surtout lorsqu'il est chauffé. Il oxyde de nombreux métaux, non-métaux, substances inorganiques et organiques.
H 2 SO 4 (k) agent oxydant S +6
Avec des métaux plus actifs, l'acide sulfurique, selon la concentration, peut être réduit en une variété de produits
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
L'acide sulfurique concentré oxyde certains non-métaux (soufre, carbone, phosphore, etc.), les réduisant en oxyde de soufre (IV)
S + 2H 2 SO 4 = 3SO 2 + 2H 2 O
C + 2H 2 SO 4 = 2SO 2 + CO 2 + 2H 2 O
Interaction avec certaines substances complexes
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
Sels d'acide sulfurique
2 types de sels : sulfates et hydrosulfates
Les sels de l'acide sulfurique possèdent toutes les propriétés générales des sels. Leur rapport à la chaleur est particulier. Les sulfates de métaux actifs (Na, K, Ba) ne se décomposent pas même lorsqu'ils sont chauffés au-dessus de 1000 0 C, les sels de métaux moins actifs (Al, Fe, Cu) se décomposent même avec un léger chauffage
L'état d'oxydation +4 du soufre est assez stable et se manifeste par les tétrahalogénures SHal 4, les oxodihalogénures SOHal 2, le dioxyde de SO 2 et leurs anions correspondants. Nous nous familiariserons avec les propriétés du dioxyde de soufre et de l'acide sulfureux.
1.11.1. Oxyde de soufre (IV) Structure de la molécule de so2
La structure de la molécule SO 2 est similaire à celle de la molécule d'ozone. L'atome de soufre est dans un état d'hybridation sp 2, la forme des orbitales est un triangle régulier et la forme de la molécule est angulaire. L’atome de soufre possède une paire d’électrons libres. La longueur de la liaison S-O est de 0,143 nm et l'angle de liaison est de 119,5°.
La structure correspond aux structures résonantes suivantes :
Contrairement à l’ozone, la multiplicité de la liaison S – O est de 2, c’est-à-dire que la principale contribution est apportée par la première structure de résonance. La molécule se caractérise par une stabilité thermique élevée.
Propriétés physiques
Dans des conditions normales, le dioxyde de soufre ou dioxyde de soufre est un gaz incolore avec une odeur suffocante, point de fusion -75 °C, point d'ébullition -10 °C. Il est très soluble dans l'eau ; à 20 °C, 40 volumes de dioxyde de soufre se dissolvent dans 1 volume d'eau. Gaz toxique.
Propriétés chimiques de l'oxyde de soufre (IV)
Le dioxyde de soufre est très réactif.
Le dioxyde de soufre est un oxyde acide. Il est assez soluble dans l’eau pour former des hydrates. Il réagit également partiellement avec l'eau, formant de l'acide sulfureux faible, qui n'est pas isolé sous forme individuelle :
SO 2 + H 2 O = H 2 SO 3 = H + + HSO 3 - = 2H + + SO 3 2- .
À la suite de la dissociation, des protons se forment, la solution présente donc un environnement acide.
Lorsque du dioxyde de soufre gazeux traverse une solution d’hydroxyde de sodium, du sulfite de sodium se forme. Le sulfite de sodium réagit avec l'excès de dioxyde de soufre pour former de l'hydrosulfite de sodium :
2NaOH + SO 2 = Na 2 SO 3 + H 2 O;
Na 2 SO 3 + SO 2 = 2NaHSO 3.
Le dioxyde de soufre se caractérise par une dualité rédox, par exemple, il présente des propriétés réductrices et décolore l'eau bromée :
SO 2 + Br 2 + 2H 2 O = H 2 SO 4 + 2HBr
et solution de permanganate de potassium :
5SO 2 + 2KMnO 4 + 2H 2 O = 2KНSO 4 + 2MnSO 4 + H 2 SO 4.
oxydé par l'oxygène en anhydride sulfurique :
2SO 2 + O 2 = 2SO 3.
Il présente des propriétés oxydantes lorsqu'il interagit avec des agents réducteurs puissants, par exemple :
SO 2 + 2CO = S + 2CO 2 (à 500 °C, en présence d'Al 2 O 3) ;
SO 2 + 2H 2 = S + 2H 2 O.
Préparation d'oxyde de soufre (IV)
Combustion du soufre dans l'air
S + O 2 = SO 2.
Oxydation du sulfure
4FeS 2 + 11O 2 = 2Fe 2 O 3 + 8SO 2.
Effet des acides forts sur les sulfites métalliques
Na 2 SO 3 + 2H 2 SO 4 = 2NaHSO 4 + H 2 O + SO 2.
Lorsque le dioxyde de soufre est dissous dans l'eau, de l'acide sulfureux faible se forme, la majeure partie du SO 2 dissous est sous forme hydratée SO 2 ·H 2 O lors du refroidissement, de l'hydrate cristallin est également libéré, seule une petite partie de celui-ci ; Les molécules d'acide sulfureux se dissocient en ions sulfite et hydrosulfite. A l'état libre, l'acide n'est pas libéré.
Étant dibasique, il forme deux types de sels : moyens - sulfites et acides - hydrosulfites. Seuls les sulfites de métaux alcalins et les hydrosulfites de métaux alcalins et alcalino-terreux se dissolvent dans l'eau.
L'oxyde de soufre (dioxyde de soufre, dioxyde de soufre, dioxyde de soufre) est un gaz incolore qui, dans des conditions normales, dégage une odeur caractéristique (semblable à l'odeur d'une allumette allumée). Il se liquéfie sous pression à température ambiante. Le dioxyde de soufre est soluble dans l'eau et de l'acide sulfurique instable se forme. Cette substance est également soluble dans l'acide sulfurique et l'éthanol. C'est l'un des principaux composants des gaz volcaniques.
Dioxyde de soufre
La production industrielle de SO2 - dioxyde de soufre - consiste à brûler du soufre ou à griller des sulfures (on utilise principalement de la pyrite).
4FeS2 (pyrite) + 11O2 = 2Fe2O3 + 8SO2 (dioxyde de soufre).
En laboratoire, le dioxyde de soufre peut être produit en traitant les hydrosulfites et les sulfites avec des acides forts. Dans ce cas, l’acide sulfureux résultant se décompose immédiatement en eau et dioxyde de soufre. Par exemple:
Na2SO3 + H2SO4 (acide sulfurique) = Na2SO4 + H2SO3 (acide sulfureux).
H2SO3 (acide sulfureux) = H2O (eau) + SO2 (dioxyde de soufre).
La troisième méthode de production de dioxyde de soufre implique l'action de l'acide sulfurique concentré sur les métaux peu actifs lorsqu'il est chauffé. Par exemple : Cu (cuivre) + 2H2SO4 (acide sulfurique) = CuSO4 (sulfate de cuivre) + SO2 (dioxyde de soufre) + 2H2O (eau).
Propriétés chimiques du dioxyde de soufre
La formule du dioxyde de soufre est SO3. Cette substance appartient aux oxydes acides.
1. Le dioxyde de soufre se dissout dans l’eau, produisant de l’acide sulfureux. Dans des conditions normales, cette réaction est réversible.
SO2 (dioxyde de soufre) + H2O (eau) = H2SO3 (acide sulfureux).
2. Avec les alcalis, le dioxyde de soufre forme des sulfites. Par exemple : 2NaOH (hydroxyde de sodium) + SO2 (dioxyde de soufre) = Na2SO3 (sulfite de sodium) + H2O (eau).
3. L'activité chimique du dioxyde de soufre est assez élevée. Les propriétés réductrices du dioxyde de soufre sont les plus prononcées. Dans de telles réactions, l'état d'oxydation du soufre augmente. Par exemple : 1) SO2 (dioxyde de soufre) + Br2 (brome) + 2H2O (eau) = H2SO4 (acide sulfurique) + 2HBr (bromure d'hydrogène) ; 2) 2SO2 (dioxyde de soufre) + O2 (oxygène) = 2SO3 (sulfite) ; 3) 5SO2 (dioxyde de soufre) + 2KMnO4 (permanganate de potassium) + 2H2O (eau) = 2H2SO4 (acide sulfurique) + 2MnSO4 (sulfate de manganèse) + K2SO4 (sulfate de potassium).
La dernière réaction est un exemple de réaction qualitative au SO2 et au SO3. La solution devient violette.)
4. En présence d'agents réducteurs puissants, le dioxyde de soufre peut présenter des propriétés oxydantes. Par exemple, pour extraire le soufre des gaz d'échappement dans l'industrie métallurgique, on utilise la réduction du dioxyde de soufre avec du monoxyde de carbone (CO) : SO2 (dioxyde de soufre) + 2CO (monoxyde de carbone) = 2CO2 + S (soufre).
Aussi, les propriétés oxydantes de cette substance sont utilisées pour obtenir de l'acide phosphoreux : PH3 (phosphine) + SO2 (dioxyde de soufre) = H3PO2 (acide phosphoreux) + S (soufre).
Où est utilisé le dioxyde de soufre ?
Le dioxyde de soufre est principalement utilisé pour produire de l'acide sulfurique. Il est également utilisé dans la production de boissons à faible teneur en alcool (vin et autres boissons à prix moyen). En raison de la propriété de ce gaz de tuer divers micro-organismes, il est utilisé pour fumiger les entrepôts et les magasins de légumes. De plus, l’oxyde de soufre est utilisé pour blanchir la laine, la soie et la paille (ces matériaux qui ne peuvent pas être blanchis au chlore). Dans les laboratoires, le dioxyde de soufre est utilisé comme solvant et pour obtenir divers sels de dioxyde de soufre.
Effets physiologiques
Le dioxyde de soufre possède de fortes propriétés toxiques. Les symptômes d'intoxication sont une toux, un écoulement nasal, un enrouement, un goût particulier dans la bouche et un grave mal de gorge. Lorsque le dioxyde de soufre est inhalé à des concentrations élevées, des difficultés à avaler et un étouffement, des troubles de la parole, des nausées et des vomissements surviennent et un œdème pulmonaire aigu peut se développer.
MPC de dioxyde de soufre :
- à l'intérieur - 10 mg/m³ ;
- exposition unique maximale quotidienne moyenne dans l'air atmosphérique - 0,05 mg/m³.
La sensibilité au dioxyde de soufre varie selon les individus, les plantes et les animaux. Par exemple, parmi les arbres, les plus résistants sont le chêne et le bouleau, et les moins résistants sont l'épicéa et le pin.
Dans les processus redox, le dioxyde de soufre peut être à la fois un agent oxydant et un agent réducteur car l'atome de ce composé a un état d'oxydation intermédiaire de +4.
Comment le SO 2 réagit avec des agents réducteurs plus puissants, tels que :
SO 2 + 2H 2 S = 3S↓ + 2H 2 O
Comment l'agent réducteur SO 2 réagit-il avec des oxydants plus forts, par exemple avec en présence d'un catalyseur, avec, etc. :
2SO2 + O2 = 2SO3
SO 2 + Cl 2 + 2H 2 O = H 2 SO 3 + 2HCl
Reçu
1) Le dioxyde de soufre se forme lorsque le soufre brûle :
2) Dans l'industrie, on l'obtient par torréfaction de la pyrite :
3) En laboratoire, le dioxyde de soufre peut être obtenu :
Cu + 2H 2 SO 4 = CuSO 4 + SO 2 + 2H 2 O
Application
Le dioxyde de soufre est largement utilisé dans l’industrie textile pour blanchir divers produits. De plus, il est utilisé en agriculture pour détruire les micro-organismes nuisibles dans les serres et les caves. De grandes quantités de SO 2 sont utilisées pour produire de l'acide sulfurique.
Oxyde de soufre (VI) – DONC 3 (anhydride sulfurique)
L'anhydride sulfurique SO 3 est un liquide incolore qui, à des températures inférieures à 17 ° C, se transforme en une masse cristalline blanche. Absorbe très bien l'humidité (hygroscopique).
Propriétés chimiques
Propriétés acido-basiques
Comment réagit un oxyde d’acide typique, l’anhydride sulfurique :
SO 3 + CaO = CaSO 4
c) avec de l'eau :
SO 3 + H 2 O = H 2 SO 4
Une propriété particulière du SO 3 est sa capacité à bien se dissoudre dans l'acide sulfurique. Une solution de SO 3 dans l'acide sulfurique est appelée oléum.
Formation d'oléum : H 2 SO 4 + n SO 3 = H 2 SO 4 ∙ n DONC 3
Propriétés rédox
L'oxyde de soufre (VI) se caractérise par de fortes propriétés oxydantes (généralement réduites en SO 2) :
3SO 3 + H 2 S = 4SO 2 + H 2 O
Réception et utilisation
L'anhydride sulfurique est formé par l'oxydation du dioxyde de soufre :
2SO2 + O2 = 2SO3
Sous sa forme pure, l'anhydride sulfurique n'a aucune signification pratique. Il est obtenu comme produit intermédiaire dans la production d'acide sulfurique.
H2SO4
La mention de l'acide sulfurique a été trouvée pour la première fois parmi les alchimistes arabes et européens. Il a été obtenu en calcinant du sulfate de fer (FeSO 4 ∙ 7H 2 O) dans l'air : 2FeSO 4 = Fe 2 O 3 + SO 3 + SO 2 ou en mélange avec : 6KNO 3 + 5S = 3K 2 SO 4 + 2SO 3 + 3N 2, et les vapeurs d'anhydride sulfurique libérées se sont condensées. Absorbant l'humidité, ils se sont transformés en oléum. Selon la méthode de préparation, H 2 SO 4 était appelé huile de vitriol ou huile de soufre. En 1595, l'alchimiste Andreas Libavius établit l'identité des deux substances.
Pendant longtemps, l’huile de vitriol n’a pas été largement utilisée. L'intérêt pour ce produit s'est considérablement accru après le XVIIIe siècle. Le processus d'obtention du carmin d'indigo, un colorant bleu stable, à partir de l'indigo a été découvert. La première usine de production d'acide sulfurique a été fondée près de Londres en 1736. Le processus était réalisé dans des chambres en plomb, au fond desquelles de l'eau était versée. Un mélange fondu de salpêtre et de soufre était brûlé dans la partie supérieure de la chambre, puis de l'air y était introduit. La procédure a été répétée jusqu'à ce qu'un acide de la concentration requise se forme au fond du récipient.
Au 19ème siècle la méthode a été améliorée : à la place du salpêtre, ils ont commencé à utiliser de l'acide nitrique (il donne lorsqu'il est décomposé dans la chambre). Pour renvoyer les gaz nitreux dans le système, des tours spéciales ont été construites, ce qui a donné le nom à l'ensemble du processus : le processus à tour. Des usines fonctionnant selon la méthode de la tour existent encore aujourd'hui.
L'acide sulfurique est un liquide huileux lourd, incolore et inodore, hygroscopique ; se dissout bien dans l'eau. Lorsque l'acide sulfurique concentré est dissous dans l'eau, une grande quantité de chaleur est libérée, il faut donc le verser soigneusement dans l'eau (et non l'inverse !) et la solution doit être mélangée.
Une solution d'acide sulfurique dans l'eau avec une teneur en H 2 SO 4 inférieure à 70 % est généralement appelée acide sulfurique dilué, et une solution à plus de 70 % est de l'acide sulfurique concentré.
Propriétés chimiques
Propriétés acido-basiques
L'acide sulfurique dilué présente toutes les propriétés caractéristiques des acides forts. Elle réagit :
H 2 SO 4 + NaOH = Na 2 SO 4 + 2H 2 O
H 2 SO 4 + BaCl 2 = BaSO 4 ↓ + 2HCl
Le processus d'interaction des ions Ba 2+ avec les ions sulfate SO 4 2+ conduit à la formation d'un précipité blanc insoluble BaSO 4 . Ce réaction qualitative à l'ion sulfate.
Propriétés rédox
Dans H 2 SO 4 dilué, les agents oxydants sont des ions H +, et dans H 2 SO 4 concentré, les agents oxydants sont des ions sulfate SO 4 2+. Les ions SO 4 2+ sont des agents oxydants plus puissants que les ions H + (voir schéma). 
DANS diluer l'acide sulfurique les métaux qui appartiennent à la série de tensions électrochimiques sont dissous à l'hydrogène. Dans ce cas, des sulfates métalliques se forment et sont libérés :
Zn + H 2 SO 4 = ZnSO 4 + H 2
Les métaux situés après l'hydrogène dans la série de tensions électrochimiques ne réagissent pas avec l'acide sulfurique dilué :
Cu + H 2 SO 4 ≠
Acide sulfurique concentré est un agent oxydant puissant, surtout lorsqu’il est chauffé. Il oxyde de nombreuses substances organiques.
Lorsque l'acide sulfurique concentré interagit avec des métaux situés après l'hydrogène dans la série de tensions électrochimiques (Cu, Ag, Hg), des sulfates métalliques se forment, ainsi qu'un produit de réduction de l'acide sulfurique - SO 2.
Réaction de l'acide sulfurique avec le zinc Avec des métaux plus actifs (Zn, Al, Mg), l'acide sulfurique concentré peut être réduit en acide sulfurique libre. Par exemple, lorsque l'acide sulfurique réagit avec, en fonction de la concentration de l'acide, divers produits de réduction de l'acide sulfurique - SO 2, S, H 2 S - peuvent se former simultanément :
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
À froid, l'acide sulfurique concentré passive par exemple certains métaux et est ainsi transporté dans des réservoirs en fer :
Fe + H 2 SO 4 ≠
L'acide sulfurique concentré oxyde certains non-métaux (, etc.), les réduisant en oxyde de soufre (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
Réception et utilisation
Dans l'industrie, l'acide sulfurique est produit par contact. Le processus d'obtention se déroule en trois étapes :
- Obtention du SO 2 par torréfaction de la pyrite :
4FeS 2 + 11O 2 = 2Fe 2 O 3 + 8SO 2
- Oxydation du SO 2 en SO 3 en présence d'un catalyseur – oxyde de vanadium (V) :
2SO2 + O2 = 2SO3
- Dissolution du SO 3 dans l'acide sulfurique :
H2SO4+ n SO 3 = H 2 SO 4 ∙ n DONC 3
L'oléum obtenu est transporté dans des cuves en fer. L'acide sulfurique de la concentration requise est obtenu à partir d'oléum en l'ajoutant à de l'eau. Cela peut être exprimé par un diagramme :
H2SO4∙ n SO 3 + H 2 O = H 2 SO 4
L'acide sulfurique trouve diverses applications dans divers domaines de l'économie nationale. Il est utilisé pour sécher les gaz, dans la production d'autres acides, pour la production d'engrais, de divers colorants et de médicaments.
Sels d'acide sulfurique
La plupart des sulfates sont très solubles dans l'eau (CaSO 4 est légèrement soluble, PbSO 4 est encore moins soluble et BaSO 4 est pratiquement insoluble). Certains sulfates contenant de l'eau de cristallisation sont appelés vitriols :
CuSO 4 ∙ 5H 2 O sulfate de cuivre
FeSO 4 ∙ 7H 2 O sulfate de fer
Tout le monde a des sels d'acide sulfurique. Leur rapport à la chaleur est particulier.
Les sulfates de métaux actifs (,) ne se décomposent pas même à 1000 o C, tandis que d'autres (Cu, Al, Fe) se décomposent avec un léger chauffage en oxyde métallique et SO 3 :
CuSO 4 = CuO + SO 3
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*dans l'image d'enregistrement se trouve une photographie de sulfate de cuivre
