Časť I
1. Sírovodík.
1) Štruktúra molekuly:
2) Fyzikálne vlastnosti: bezfarebný plyn, so štipľavým zápachom po skazených vajciach, ťažší ako vzduch.
3) Chemické vlastnosti (dokončite reakčné rovnice a zvážte rovnice vo svetle TED alebo z hľadiska redoxu).
4) Sírovodík v prírode: vo forme zlúčenín - sulfidov, vo voľnej forme - v sopečných plynoch.
2. Oxid sírový (IV) - SO2
1) Vstup do priemyslu. Napíšte reakčné rovnice a zvážte ich z hľadiska oxidačno-redukčnej reakcie.
2) Získanie v laboratóriu. Zapíšte si reakčnú rovnicu a zvážte ju vo svetle TED:
3) Fyzikálne vlastnosti: plyn so štipľavým, dusivým zápachom.
4) Chemické vlastnosti.
3. Oxid sírový (VI) - SO3.
1) Získavanie syntézou z oxidu sírového (IV):
2) Fyzikálne vlastnosti: kvapalina, ťažšia ako voda, zmiešaná s kyselinou sírovou – oleum.
3) Chemické vlastnosti. Ukazuje typické vlastnosti kyslých oxidov:
Časť II
1. Opíšte reakciu na syntézu oxidu sírového (VI) podľa všetkých klasifikačných kritérií.
a) katalytické
b) reverzibilné
c) OVR
d) spojenia
e) exotermické
e) pálenie
2. Opíšte reakciu interakcie oxidu sírového (IV) s vodou podľa všetkých klasifikačných kritérií.
a) reverzibilné
b) spojenia
c) nie OVR
d) exotermické
e) nekatalytické
3. Vysvetlite, prečo má sírovodík silné redukčné vlastnosti.
4. Vysvetlite, prečo oxid sírový (IV) môže vykazovať oxidačné aj redukčné vlastnosti:
Potvrďte túto tézu rovnicami zodpovedajúcich reakcií.
5. Síra vulkanického pôvodu vzniká v dôsledku interakcie oxidu siričitého a sírovodíka. Napíšte reakčné rovnice a uvažujte z hľadiska oxidačno-redukcie.
6. Zapíšte rovnice pre reakcie prechodov, dešifrujte neznáme vzorce:
7. Napíšte cinquain na tému „Oxid siričitý“.
1) Oxid siričitý
2) Dusivé a drsné
3) Oxid kyseliny, OVR
4) Používa sa na výrobu SO3
5) Kyselina sírová H2SO4
8. S využitím doplnkových zdrojov informácií vrátane internetu vypracujte správu o toxicite sírovodíka (pozor na jeho charakteristický zápach!) A prvú pomoc pri otrave týmto plynom. Zapíšte si plán správ do špeciálneho poznámkového bloku.
sírovodík
Bezfarebný plyn so zápachom zhnitých vajec. Vo vzduchu sa nachádza čuchom aj v malých koncentráciách. V prírode sa nachádza vo vode minerálnych prameňov, morí, sopečných plynov. Vzniká pri rozklade bielkovín v neprítomnosti kyslíka. Do ovzdušia sa môže dostať v rade chemických a textilných priemyselných odvetví, pri ťažbe a spracovaní ropy, z odpadových vôd.
Sírovodík je silný jed, ktorý spôsobuje akútne a chronické otravy. Má lokálne dráždivé a celkovo toxické účinky. Pri koncentrácii 1,2 mg / l sa otrava vyvíja rýchlosťou blesku, smrť nastáva v dôsledku akútnej inhibície procesov dýchania tkaniva. Po ukončení expozície, dokonca aj pri ťažkých formách otravy, môže byť obeť privedená späť k životu.
Pri koncentrácii 0,02-0,2 mg / l sa pozorujú bolesti hlavy, závraty, tlak na hrudníku, nevoľnosť, vracanie, hnačka, strata vedomia, kŕče, poškodenie očnej sliznice, konjunktivitída, fotofóbia. Nebezpečenstvo otravy sa zvyšuje v dôsledku straty čuchu. Postupne sa zvyšuje srdcová slabosť a respiračné zlyhanie, kóma.
Prvá pomoc - vyvedenie obete zo znečistenej atmosféry, vdýchnutie kyslíka, umelé dýchanie; prostriedky, ktoré vzrušujú dýchacie centrum, zahrievajú telo. Odporúča sa aj glukóza, vitamíny, prípravky železa.
Prevencia - dostatočné vetranie, utesnenie niektorých výrobných prevádzok. Pri zostupovaní pracovníkov do studní a kontajnerov obsahujúcich sírovodík musia používať plynové masky a záchranné pásy na lanách. Plynová záchranná služba je povinná v baniach, na miestach ťažby a v ropných rafinériách.
V redoxných procesoch môže byť oxid siričitý oxidačným aj redukčným činidlom, pretože atóm v tejto zlúčenine má stredný oxidačný stav +4.
Ako reaguje oxidačné činidlo SO 2 so silnejšími redukčnými činidlami, napríklad s:
SO 2 + 2 H 2 S \u003d 3 S ↓ + 2 H 2 O
Ako reaguje redukčné činidlo SO 2 so silnejšími oxidačnými činidlami, napríklad v prítomnosti katalyzátora, s atď.:
2SO 2 + O 2 \u003d 2SO 3
S02 + Cl2 + 2H20 \u003d H2S03 + 2HCl
Potvrdenie
1) Oxid siričitý vzniká pri spaľovaní síry:
2) V priemysle sa získava vypaľovaním pyritu:
3) V laboratóriu možno získať oxid siričitý:
Cu + 2H 2 SO 4 \u003d CuSO 4 + SO 2 + 2 H 2 O
Aplikácia
Oxid siričitý sa široko používa v textilnom priemysle na bielenie rôznych výrobkov. Okrem toho sa používa v poľnohospodárstve na ničenie škodlivých mikroorganizmov v skleníkoch a pivniciach. Vo veľkých množstvách sa SO 2 používa na výrobu kyseliny sírovej.
oxid sírový (VI) – SO 3 (anhydrid kyseliny sírovej)
Anhydrid kyseliny sírovej SO 3 je bezfarebná kvapalina, ktorá sa pri teplotách pod 17 °C mení na bielu kryštalickú hmotu. Veľmi dobre absorbuje vlhkosť (hygroskopická).
Chemické vlastnosti
Acidobázické vlastnosti
Ako interaguje typický kyslý oxid sírový anhydrid:
S03 + CaO = CaS04
c) s vodou:
S03 + H20 \u003d H2S04
Zvláštnou vlastnosťou SO 3 je jeho schopnosť dobre sa rozpúšťať v kyseline sírovej. Roztok SO 3 v kyseline sírovej sa nazýva oleum.
Tvorba olea: H2SO4+ n SO3 \u003d H2SO4∙ n TAK 3
redoxné vlastnosti
Oxid sírový (VI) sa vyznačuje silnými oxidačnými vlastnosťami (zvyčajne redukovaný na SO 2):
3SO3 + H2S \u003d 4S02 + H20
Získavanie a používanie
Anhydrid kyseliny sírovej vzniká pri oxidácii oxidu siričitého:
2SO 2 + O 2 \u003d 2SO 3
Vo svojej čistej forme nemá anhydrid kyseliny sírovej žiadnu praktickú hodnotu. Získava sa ako medziprodukt pri výrobe kyseliny sírovej.
H2SO4
Zmienka o kyseline sírovej sa prvýkrát objavila medzi arabskými a európskymi alchymistami. Získal sa kalcináciou síranu železnatého (FeSO 4 ∙ 7H 2 O) na vzduchu: 2FeSO 4 \u003d Fe203 + SO 3 + SO 2 alebo zmesi s: 6KNO 3 + 5S \u003d 3K 2 SO 4 + 2SO 3 + 3N 2 a emitované pary anhydridu kyseliny sírovej kondenzovali. Absorbovali vlhkosť a zmenili sa na oleum. V závislosti od spôsobu prípravy sa H 2 SO 4 nazýval vitriolový olej alebo sírový olej. V roku 1595 alchymista Andreas Libavius stanovil identitu oboch látok.
Po dlhú dobu sa vitriolový olej veľmi nepoužíval. Záujem o ňu výrazne vzrástol po 18. storočí. Bol objavený indigový karmín, stabilné modré farbivo. Prvá továreň na výrobu kyseliny sírovej bola založená neďaleko Londýna v roku 1736. Proces prebiehal v olovených komorách, na dno ktorých sa nalievala voda. V hornej časti komory sa spaľovala roztavená zmes ledku so sírou, následne sa tam vpúšťal vzduch. Postup sa opakoval, kým sa na dne nádoby nevytvorila kyselina požadovanej koncentrácie.
V 19. storočí metóda sa zlepšila: namiesto ledku sa použila kyselina dusičná (rozloží sa v komore). Na vrátenie nitróznych plynov do systému boli navrhnuté špeciálne veže, ktoré dali celému procesu názov – vežový proces. Továrne fungujúce podľa vežovej metódy existujú dodnes.
Kyselina sírová je ťažká olejovitá kvapalina, bezfarebná a bez zápachu, hygroskopická; dobre sa rozpúšťa vo vode. Keď sa koncentrovaná kyselina sírová rozpustí vo vode, uvoľní sa veľké množstvo tepla, preto ju treba opatrne naliať do vody (a nie naopak!) A roztok premiešať.
Roztok kyseliny sírovej vo vode s obsahom H2SO4 nižším ako 70 % sa zvyčajne nazýva zriedená kyselina sírová a roztok s viac ako 70 % sa nazýva koncentrovaná kyselina sírová.
Chemické vlastnosti
Acidobázické vlastnosti
Zriedená kyselina sírová vykazuje všetky charakteristické vlastnosti silných kyselín. Ona reaguje:
H2S04 + NaOH \u003d Na2S04 + 2H20
H 2 SO 4 + BaCl 2 \u003d BaSO 4 ↓ + 2 HCl
Proces interakcie iónov Ba 2+ so síranovými iónmi SO 4 2+ vedie k tvorbe bielej nerozpustnej zrazeniny BaSO 4. to kvalitatívna reakcia na síranový ión.
Redoxné vlastnosti
V zriedenej H 2 SO 4 sú ióny H + oxidačné činidlá a v koncentrovanej H 2 SO 4 síranové ióny sú SO 4 2+. Ióny SO 4 2+ sú silnejšie oxidačné činidlá ako ióny H + (pozri diagram). 
AT zriedená kyselina sírová rozpúšťajú kovy, ktoré sú v elektrochemickej sérii napätí na vodík. V tomto prípade sa tvoria a uvoľňujú sírany kovov:
Zn + H2S04 \u003d ZnS04 + H2
Kovy, ktoré sú v elektrochemickej sérii napätí po vodíku, nereagujú so zriedenou kyselinou sírovou:
Cu + H2S04 ≠
koncentrovaná kyselina sírová je silné oxidačné činidlo, najmä pri zahrievaní. Oxiduje mnohé a niektoré organické látky.
Pri interakcii koncentrovanej kyseliny sírovej s kovmi, ktoré sú v elektrochemickej sérii napätí po vodíku (Cu, Ag, Hg), vznikajú sírany kovov, ako aj redukčný produkt kyseliny sírovej - SO 2 .
Reakcia kyseliny sírovej so zinkom Pri aktívnejších kovoch (Zn, Al, Mg) možno koncentrovanú kyselinu sírovú zredukovať na voľnú. Napríklad, keď kyselina sírová interaguje s v závislosti od koncentrácie kyseliny, môžu sa súčasne vytvárať rôzne produkty redukcie kyseliny sírovej - S02, S, H2S:
Zn + 2H2S04 \u003d ZnS04 + S02 + 2H20
3Zn + 4H2S04 = 3ZnSO4 + S↓ + 4H20
4Zn + 5H2S04 = 4ZnSO4 + H2S + 4H20
Koncentrovaná kyselina sírová v chlade pasivuje napríklad niektoré kovy, a preto sa prepravuje v železných cisternách:
Fe + H2S04 ≠
Koncentrovaná kyselina sírová oxiduje niektoré nekovy ( atď.), pričom sa regeneruje na oxid sírový (IV) SO 2:
S + 2H2S04 \u003d 3SO2 + 2H20
C + 2H2S04 \u003d 2S02 + CO2 + 2H20
Získavanie a používanie
V priemysle sa kyselina sírová získava kontaktom. Proces akvizície prebieha v troch fázach:
- Získanie SO 2 pražením pyritu:
4FeS2 + 1102 = 2Fe203 + 8SO2
- Oxidácia SO 2 na SO 3 v prítomnosti katalyzátora - oxidu vanádu (V):
2SO 2 + O 2 \u003d 2SO 3
- Rozpustenie SO 3 v kyseline sírovej:
H2SO4+ n SO3 \u003d H2SO4∙ n TAK 3
Výsledné oleum sa prepravuje v železných nádržiach. Kyselina sírová v požadovanej koncentrácii sa získava z olea naliatím do vody. Dá sa to vyjadriť v diagrame:
H2SO4∙ n S03 + H20 \u003d H2S04
Kyselina sírová nachádza rôzne aplikácie v rôznych oblastiach národného hospodárstva. Používa sa na sušenie plynov, pri výrobe iných kyselín, na výrobu hnojív, rôznych farbív a liečiv.
Soli kyseliny sírovej
Väčšina síranov je vysoko rozpustná vo vode (málo rozpustný CaSO 4, ešte menej PbSO 4 a prakticky nerozpustný BaSO 4). Niektoré sírany obsahujúce kryštalizačnú vodu sa nazývajú vitriol:
CuSO 4 ∙ 5H 2 O síran meďnatý
FeSO 4 ∙ 7H 2 O síran železnatý
Soli kyseliny sírovej majú všetko. Ich vzťah k vykurovaniu je zvláštny.
Sírany aktívnych kovov ( , ) sa nerozkladajú ani pri 1000 ° C, zatiaľ čo iné (Cu, Al, Fe) - sa pri miernom zahriatí rozkladajú na oxid kovu a SO 3:
CuS04 \u003d CuO + SO3
Stiahnuť ▼:
Stiahnite si zadarmo abstrakt na tému: "Výroba kyseliny sírovej kontaktnou metódou"
Môžete si stiahnuť eseje na iné témy
*na obrázku záznamu je fotografia síranu meďnatého
Oxid sírový (IV) a kyselina siričitá
Oxid sírový (IV), alebo oxid siričitý, za normálnych podmienok, bezfarebný plyn s prenikavým dusivým zápachom. Po ochladení na -10°C sa skvapalní na bezfarebnú kvapalinu.
Potvrdenie
1. V laboratórnych podmienkach sa oxid sírový (IV) získava zo solí kyseliny sírovej pôsobením silných kyselín na ne:
Na2S03 + H2S04 \u003d Na2S04 + S02 + H20 2NaHS03 + H2S04 \u003d Na2S04 + 2SO2 + 2H202HS0 - 3 + 2H + \u003d 2S02 + 2H20
2. Tiež oxid siričitý vzniká interakciou koncentrovanej kyseliny sírovej pri zahrievaní s nízkoaktívnymi kovmi:
Cu + 2H 2 SO 4 \u003d CuSO 4 + SO 2 + 2 H 2 O
Cu + 4H + + 2SO 2- 4 \u003d Cu 2+ + SO 2- 4 + SO 2 + 2H 2 O
3. Oxid síry (IV) vzniká aj pri spaľovaní síry na vzduchu alebo kyslíku:
4. V priemyselných podmienkach sa SO 2 získava pražením pyritu FeS 2 alebo sírnatých rúd neželezných kovov (zinková zmes ZnS, olovnatý lesk PbS a pod.):
4FeS2 + 11O2 \u003d 2Fe203 + 8SO2
Štruktúrny vzorec molekuly SO2:
Na tvorbe väzieb v molekule SO 2 sa podieľajú štyri elektróny síry a štyri elektróny z dvoch atómov kyslíka. Vzájomné odpudzovanie väzbových elektrónových párov a nezdieľaného elektrónového páru síry dáva molekule hranatý tvar.
Chemické vlastnosti
1. Oxid sírový (IV) vykazuje všetky vlastnosti kyslých oxidov:
Interakcia s vodou
Interakcia s alkáliami,
Interakcia so zásaditými oxidmi.
2. Oxid sírový (IV) sa vyznačuje redukčnými vlastnosťami:
S +4 O 2 + O 0 2 "2S +6 O -2 3 (v prítomnosti katalyzátora pri zahrievaní)
Ale v prítomnosti silných redukčných činidiel sa SO 2 správa ako oxidačné činidlo:
Redoxná dualita oxidu sírového (IV) je vysvetlená skutočnosťou, že síra má v sebe oxidačný stav +4, a preto môže byť pri získaní 2 elektrónov oxidovaná na S +6 a prijatím 4 elektrónov sa môže redukovať na S °. Prejav týchto alebo iných vlastností závisí od povahy reagujúcej zložky.
Oxid sírový (IV) je vysoko rozpustný vo vode (40 objemov SO 2 sa rozpustí v 1 objeme pri 20 °C). V tomto prípade kyselina sírová existuje iba vo vodnom roztoku:
S02 + H20 "H2S03
Reakcia je reverzibilná. Vo vodnom roztoku sú oxid sírový (IV) a kyselina sírová v chemickej rovnováhe, ktorú je možné vytesniť. Pri väzbe H2S03 (neutralizácia kys
u) reakcia prebieha smerom k tvorbe kyseliny sírovej; pri odstraňovaní S02 (prefukovanie cez roztok dusíka alebo zahrievanie) reakcia postupuje smerom k východiskovým látkam. Roztok kyseliny sírovej vždy obsahuje oxid sírový (IV), ktorý mu dodáva štipľavý zápach.
Kyselina sírová má všetky vlastnosti kyselín. Disociuje sa v roztoku postupne:
H2S03 "H+ + HSO - 3 HSO - 3" H + + SO 2- 3
Tepelne nestabilný, prchavý. Kyselina sírová ako dvojsýtna kyselina tvorí dva typy solí:
Stredné - siričitany (Na 2 SO 3);
Kyslé - hydrosulfity (NaHSO 3).
Sulfity sa tvoria, keď je kyselina úplne neutralizovaná zásadou:
H2S03 + 2NaOH \u003d Na2S03 + 2H20
Hydrosulfity sa získavajú s nedostatkom alkálií:
H2S03 + NaOH \u003d NaHS03 + H20
Kyselina sírová a jej soli majú oxidačné aj redukčné vlastnosti, čo je dané povahou reakčného partnera.
1. Takže pôsobením kyslíka sa siričitany oxidujú na sírany:
2Na2S +403 + O02 \u003d 2Na2S +6 O -2 4
Oxidácia kyseliny sírovej brómom a manganistanom draselným prebieha ešte jednoduchšie:
5H 2 S +4 O 3 + 2 KMn + 7 O 4 \u003d 2 H 2 S + 6 O 4 + 2 Mn + 2 S + 6 O 4 + K 2 S + 6 O 4 + 3 H 2 O
2. V prítomnosti energickejších redukčných činidiel vykazujú siričitany oxidačné vlastnosti:
Soli kyseliny sírovej rozpúšťajú takmer všetky hydrosulfity a siričitany alkalických kovov.
3. Keďže H 2 SO 3 je slabá kyselina, pôsobením kyselín na siričitany a hydrosulfity sa uvoľňuje SO 2. Táto metóda sa zvyčajne používa pri získavaní SO 2 v laboratóriu:
NaHS03 + H2S04 \u003d Na2S04 + SO2 + H20
4. Vo vode rozpustné siričitany ľahko hydrolyzujú, v dôsledku čoho sa v roztoku zvyšuje koncentrácia OH - - iónov:
Na2S03 + NON "NaHS03 + NaOH
Aplikácia
Oxid sírový (IV) a kyselina sírová odfarbujú mnohé farbivá a vytvárajú s nimi bezfarebné zlúčeniny. Ten sa môže pri zahriatí alebo na svetle opäť rozložiť, v dôsledku čoho sa obnoví farba. Preto je bieliaci účinok S02 a H2S03 odlišný od bieliaceho účinku chlóru. Zvyčajne oxid sírový (IV) bieli vlnu, hodváb a slamu.
Oxid sírový (IV) zabíja mnohé mikroorganizmy. Preto na ničenie plesňových húb fumigujú vlhké pivnice, pivnice, vínne sudy atď. Používa sa tiež pri preprave a skladovaní ovocia a bobúľ. Vo veľkých množstvách sa oxid sírový IV) používa na výrobu kyseliny sírovej.
Významnou aplikáciou je roztok hydrosiričitanu vápenatého CaHSO 3 (sulfitový výluh), ktorý sa používa na úpravu dreva a papieroviny.
Oxidačný stav +4 pre síru je celkom stabilný a prejavuje sa v SHal 4 tetrahalogenidoch, SOHal 2 oxodihalogenidoch, oxide SO 2 a ich zodpovedajúcich aniónoch. Zoznámime sa s vlastnosťami oxidu siričitého a kyseliny siričitej.
1.11.1. Oxid sírový (IV) Štruktúra molekuly so2
Štruktúra molekuly SO 2 je podobná štruktúre molekuly ozónu. Atóm síry je v stave hybridizácie sp 2, tvar orbitálov je pravidelný trojuholník, tvar molekuly je hranatý. Atóm síry má nezdieľaný elektrónový pár. Dĺžka väzby S-O je 0,143 nm, uhol väzby je 119,5°.
Štruktúra zodpovedá nasledujúcim rezonančným štruktúram:
Na rozdiel od ozónu je multiplicita väzby S–O 2, t.j. hlavný príspevok má prvá rezonančná štruktúra. Molekula sa vyznačuje vysokou tepelnou stabilitou.
Fyzikálne vlastnosti
Oxid siričitý alebo oxid siričitý je za normálnych podmienok bezfarebný plyn štipľavého dusivého zápachu, bod topenia -75 °C, bod varu -10 °C. Necháme dobre rozpustiť vo vode, pri 20 °C sa v 1 objemovom diele vody rozpustí 40 objemových dielov oxidu siričitého. Toxický plyn.
Chemické vlastnosti oxidu sírového (IV)
Oxid siričitý je vysoko reaktívny. Oxid siričitý je kyslý oxid. Je dobre rozpustný vo vode s tvorbou hydrátov. Čiastočne tiež interaguje s vodou a vytvára slabú kyselinu sírovú, ktorá nie je izolovaná jednotlivo:
S02 + H20 \u003d H2S03 \u003d H+ + HSO3 - \u003d 2H+ + SO3 2-.
V dôsledku disociácie vznikajú protóny, takže roztok má kyslé prostredie.
Keď plynný oxid siričitý prechádza cez roztok hydroxidu sodného, vytvára sa siričitan sodný. Siričitan sodný reaguje s nadbytkom oxidu siričitého za vzniku hydrosiričitanu sodného:
2NaOH + S02 = Na2S03 + H20;
Na2S03 + S02 \u003d 2NaHS03.
Oxid siričitý sa vyznačuje redoxnou dualitou, napríklad vykazuje redukčné vlastnosti a odfarbuje brómovú vodu:
S02 + Br2 + 2H20 \u003d H2S04 + 2HBr
a roztok manganistanu draselného:
5S02 + 2KMn04 + 2H20 \u003d 2KNSO4 + 2MnS04 + H2S04.
oxidované kyslíkom na anhydrid kyseliny sírovej:
2SO 2 + O 2 \u003d 2SO 3.
Vykazuje oxidačné vlastnosti pri interakcii so silnými redukčnými činidlami, napríklad:
S02 + 2CO \u003d S + 2C02 (pri 500 ° C, v prítomnosti Al203);
S02 + 2H2 \u003d S + 2H20.
Výroba oxidu sírového (IV)
Spaľovanie síry vo vzduchu
S + O2 \u003d SO2.
Oxidácia sulfidov
4FeS2 + 1102 \u003d 2Fe203 + 8SO2.
Pôsobenie silných kyselín na siričitany kovov
Na2S03 + 2H2S04 \u003d 2NaHS04 + H20 + S02.
1.11.2. Kyselina sírová a jej soli
Pri rozpustení oxidu siričitého vo vode vzniká slabá kyselina siričitá, väčšina rozpusteného SO 2 je vo forme hydratovanej formy SO 2 H 2 O, pri ochladzovaní sa uvoľňuje aj kryštalický hydrát, len malá časť molekuly kyseliny sírovej disociujú na siričitany a hydrosiričitanové ióny. Vo voľnom stave nie je kyselina izolovaná.
Keďže je dvojsýtny, tvorí dva typy solí: stredné - siričitany a kyslé - hydrosulfity. Vo vode sa rozpúšťajú iba siričitany alkalických kovov a hydrosulfity alkalických kovov a kovov alkalických zemín.
V tomto článku nájdete informácie o tom, čo je oxid sírový. Zvážia sa jeho hlavné vlastnosti chemickej a fyzikálnej povahy, existujúce formy, spôsoby ich prípravy a rozdiely medzi nimi. A tiež budú uvedené oblasti použitia a biologická úloha tohto oxidu v jeho rôznych formách.
Čo je látka
Oxid sírový je zlúčenina jednoduchých látok, síry a kyslíka. Existujú tri formy oxidov síry, ktoré sa navzájom líšia stupňom prejavujúcej sa mocnosti S, a to: SO (monoxid, oxid siričitý), SO 2 (oxid siričitý alebo oxid siričitý) a SO 3 (oxid sírový alebo anhydrid). Všetky uvedené varianty oxidov síry majú podobné chemické a fyzikálne vlastnosti.
Všeobecné informácie o oxide siričitom
Oxid dvojmocný, alebo inak oxid sírový, je anorganická látka pozostávajúca z dvoch jednoduchých prvkov – síry a kyslíka. Vzorec - SO. Za normálnych podmienok je to bezfarebný plyn, ale s ostrým a špecifickým zápachom. Reaguje s vodným roztokom. Pomerne vzácna zlúčenina v zemskej atmosfére. Je nestabilný voči vplyvu teplôt, existuje v dimérnej forme - S 2 O 2. Niekedy je schopný interagovať s kyslíkom v dôsledku reakcie na oxid siričitý. Soľ sa netvorí.
Oxid síry (2) sa zvyčajne získava spaľovaním síry alebo rozkladom jej anhydridu:
- 2S2+02 = 2SO;
- 2S02 = 2SO+02.
Látka sa rozpúšťa vo vode. Výsledkom je, že oxid sírový tvorí kyselinu tiosírovú:
- S202 + H20 \u003d H2S203.
Všeobecné údaje o kyslom plyne
Oxid síry je ďalšou formou oxidov síry s chemickým vzorcom SO 2 . Má nepríjemný špecifický zápach a nemá žiadnu farbu. Keď je vystavený tlaku, môže sa vznietiť pri izbovej teplote. Po rozpustení vo vode vytvára nestabilnú kyselinu sírovú. Môže sa rozpustiť v etanole a roztokoch kyseliny sírovej. Je súčasťou sopečného plynu.
V priemysle sa získava spaľovaním síry alebo pražením jej sulfidov:
- 2FeS2 + 5O2 \u003d 2FeO + 4SO2.
V laboratóriách sa S02 spravidla získava pomocou siričitanov a hydrosulfitov, ktoré sú vystavené silnej kyseline, ako aj pôsobeniu kovov s nízkym stupňom aktivity koncentrovanej H2SO4.
Rovnako ako ostatné oxidy síry, SO 2 je kyslý oxid. Pri interakcii s alkáliami vytvára rôzne siričitany, reaguje s vodou a vytvára kyselinu sírovú.
SO 2 je extrémne aktívny, čo sa jasne prejavuje v jeho redukčných vlastnostiach, kde sa zvyšuje oxidačný stupeň oxidu síry. Pri napadnutí silným redukčným činidlom môže vykazovať oxidačné vlastnosti. Posledná uvedená charakteristika sa používa na výrobu kyseliny fosfornej alebo na separáciu S z plynov v metalurgickej oblasti.
Oxid sírový (4) je široko používaný ľuďmi na výrobu kyseliny sírovej alebo jej solí - to je jeho hlavná oblasť použitia. A tiež sa podieľa na procesoch výroby vína a pôsobí tam ako konzervačná látka (E220), niekedy nakladajú zeleninové sklady a sklady, pretože ničí mikroorganizmy. Materiály, ktoré sa nedajú bieliť chlórom, sú ošetrené oxidom síry.
SO 2 je pomerne toxická zlúčenina. Typickými príznakmi indikujúcimi otravu ním sú kašeľ, objavenie sa problémov s dýchaním, zvyčajne vo forme nádchy, zachrípnutia, objavenia sa nezvyčajnej pachute a škriabania hrdla. Vdýchnutie takéhoto plynu môže spôsobiť dusenie, zhoršenie rečovej schopnosti jedinca, zvracanie, ťažkosti s prehĺtaním, ako aj akútny pľúcny edém. Maximálna prípustná koncentrácia tejto látky v pracovnej miestnosti je 10 mg/m 3 . Rôzni ľudia však môžu mať rôznu citlivosť na oxid siričitý.
Všeobecné informácie o anhydride kyseliny sírovej
Sírový plyn, alebo, ako sa tomu hovorí, anhydrid kyseliny sírovej, je najvyšší oxid síry s chemickým vzorcom SO 3 . Kvapalina s dusivým zápachom, za štandardných podmienok vysoko prchavá. Schopný stuhnúť, vytvárať zmesi kryštalického typu zo svojich pevných modifikácií pri teplotách od 16,9 ° C a nižších.
Podrobná analýza vyššieho oxidu
Pri oxidácii SO 2 vzduchom pod vplyvom vysokých teplôt je nevyhnutnou podmienkou prítomnosť katalyzátora, napríklad V 2 O 5, Fe 2 O 3, NaVO 3 alebo Pt.
Tepelný rozklad síranov alebo interakcia ozónu a SO 2:
- Fe2(S04)3 \u003d Fe203 + 3S03;
- S02 + O3 \u003d S03 + O2.
Oxidácia SO 2 s NO 2:
- SO2 + NO2 \u003d SO3 + NO.
K fyzikálnym kvalitatívnym charakteristikám patrí: prítomnosť plochej štruktúry, trigonálneho typu a D 3 h symetria v plynnom stave, pri prechode z plynu na kryštál alebo kvapalinu tvorí trimér cyklického charakteru a cik-cak reťazec, má tzv. kovalentná polárna väzba.
V tuhej forme sa SO 3 vyskytuje v alfa, beta, gama a sigma formách, pričom má inú teplotu topenia, stupeň polymerizácie a rôzne kryštálové formy. Existencia takého počtu druhov SO3 je spôsobená tvorbou väzieb typu donor-akceptor.
Vlastnosti anhydridu síry zahŕňajú mnohé z jeho vlastností, hlavné sú:
Schopnosť interakcie s bázami a oxidmi:
- 2KHO + SO3 \u003d K2S04 + H20;
- CaO + SO3 \u003d CaS04.
Vyšší oxid síry SO 3 má dostatočne vysokú aktivitu a interakciou s vodou vytvára kyselinu sírovú:
- SO3 + H20 \u003d H2SO4.
Vstupuje do reakcií s chlorovodíkom a vytvára kyselinu chlórsulfátovú:
- SO3 + HCl \u003d HS03Cl.
Oxid sírový sa vyznačuje prejavom silných oxidačných vlastností.
Anhydrid kyseliny sírovej nachádza uplatnenie pri výrobe kyseliny sírovej. Jeho malé množstvo sa uvoľňuje do životného prostredia pri používaní sírnych kontrolórov. SO 3, ktorý po interakcii s mokrým povrchom vytvára kyselinu sírovú, ničí rôzne nebezpečné organizmy, ako sú huby.
Zhrnutie
Oxid sírový môže byť v rôznych stavoch agregácie, od kvapalnej po tuhú formu. V prírode je vzácny a spôsobov, ako ho získať v priemysle, ako aj v oblastiach, kde sa dá využiť, je pomerne veľa. Samotný oxid má tri formy, v ktorých vykazuje rôzne stupne valencie. Môže byť veľmi toxický a spôsobiť vážne zdravotné problémy.
