Oxyde de soufre pyrite 4. Dioxyde de soufre - propriétés physiques, production et application

L'oxyde de soufre (IV) a des propriétés acides, qui se manifestent par des réactions avec des substances qui présentent des propriétés basiques. Les propriétés acides se manifestent lors de l'interaction avec l'eau. Dans ce cas, une solution d'acide sulfurique se forme:

L'état d'oxydation du soufre dans le dioxyde de soufre (+4) détermine les propriétés réductrices et oxydantes du dioxyde de soufre :

vo-tel : S + 4 - 2e => S + 6

oct : S+4 + 4e => S0

Les propriétés réductrices se manifestent par des réactions avec des agents oxydants puissants: oxygène, halogènes, acide nitrique, permanganate de potassium et autres. Par example:

2SO2 + O2 = 2SO3

S+4 - 2e => S+6 2

O20 + 4e => 2O-2 1

Avec des agents réducteurs puissants, le gaz présente des propriétés oxydantes. Par exemple, si vous mélangez du dioxyde de soufre et du sulfure d'hydrogène, ils interagissent dans des conditions normales :

2H2S + SO2 = 3S + 2H2O

S-2 - 2e => S0 2

S+4 + 4e => S0 1

L'acide sulfureux n'existe qu'en solution. Il est instable et se décompose en dioxyde de soufre et en eau. L'acide sulfureux n'est pas un acide fort. C'est un acide de force moyenne et se dissocie par étapes. Lorsque l'alcali est ajouté à l'acide sulfurique, des sels se forment. L'acide sulfureux donne deux séries de sels : moyen - sulfites et acide - hydrosulfites.

Oxyde de soufre(VI)

Le trioxyde de soufre présente des propriétés acides. Il réagit violemment avec l'eau et dégage une grande quantité de chaleur. Cette réaction est utilisée pour obtenir le produit le plus important industrie chimique- acide sulfurique.

SO3 + H2O = H2SO4

Étant donné que le soufre dans le trioxyde de soufre a l'état d'oxydation le plus élevé, l'oxyde de soufre (VI) présente des propriétés oxydantes. Par exemple, il oxyde les halogénures, des non-métaux à faible électronégativité :

2SO3 + C = 2SO2 + CO2

S+6 + 2e => S+4 2

C0 - 4e => C+4 2

L'acide sulfurique réagit trois sortes: acide-base, échange d'ions, redox. Il interagit également activement avec les substances organiques.

Réactions acido-basiques

L'acide sulfurique présente des propriétés acides dans les réactions avec les bases et les oxydes basiques. Ces réactions sont mieux réalisées avec de l'acide sulfurique dilué. Dans la mesure où acide sulfurique est dibasique, il peut former aussi bien des sels moyens (sulfates) que des sels acides (hydrosulfates).

Réactions d'échange d'ions

L'acide sulfurique est caractérisé par des réactions d'échange d'ions. En même temps, il interagit avec des solutions salines, formant un précipité, un acide faible ou libérant un gaz. Ces réactions se déroulent à un rythme plus rapide lors de l'utilisation d'acide sulfurique dilué à 45% ou même plus. Le dégagement de gaz se produit lors de réactions avec des sels d'acides instables, qui se décomposent pour former des gaz (carbonique, sulfureux, sulfure d'hydrogène) ou pour former des acides volatils, tels que l'acide chlorhydrique.

Réactions redox

L'acide sulfurique manifeste le plus clairement ses propriétés dans les réactions redox, car le soufre dans sa composition a l'état d'oxydation le plus élevé de +6. Les propriétés oxydantes de l'acide sulfurique peuvent être trouvées dans la réaction, par exemple, avec le cuivre.

Il y a deux éléments oxydants dans une molécule d'acide sulfurique : un atome de soufre avec S.O. +6 et des ions hydrogène H+. Le cuivre ne peut pas être oxydé par l'hydrogène à l'état d'oxydation +1, mais le soufre le peut. C'est la raison de l'oxydation d'un métal aussi inactif que le cuivre avec de l'acide sulfurique.

Le dioxyde de soufre a une structure moléculaire similaire à l'ozone. L'atome de soufre au centre de la molécule est lié à deux atomes d'oxygène. Ce produit gazeux de l'oxydation du soufre est incolore, dégage une odeur piquante et se condense facilement en un liquide clair dans des conditions changeantes. La substance est très soluble dans l'eau, possède des propriétés antiseptiques. À grandes quantités reçoivent du SO 2 dans l'industrie chimique, notamment dans le cycle de production d'acide sulfurique. Le gaz est largement utilisé pour le traitement des produits agricoles et produits alimentaires, blanchiment des tissus dans l'industrie textile.

Noms systématiques et triviaux des substances

Il est nécessaire de comprendre la variété des termes liés à un même composé. Nom officiel Connexions, composition chimique qui reflète la formule SO 2 - dioxyde de soufre. L'IUPAC recommande l'utilisation de ce terme et de son équivalent anglais, le dioxyde de soufre. Les manuels scolaires et universitaires mentionnent souvent un autre nom - l'oxyde de soufre (IV). Le chiffre romain entre parenthèses indique la valence de l'atome S. L'oxygène contenu dans cet oxyde est bivalent et le degré d'oxydation du soufre est de +4. La littérature technique utilise des termes obsolètes tels que dioxyde de soufre, anhydride d'acide sulfureux (le produit de sa déshydratation).

Composition et caractéristiques de la structure moléculaire du SO 2

La molécule de SO 2 est formée d'un atome de soufre et de deux atomes d'oxygène. Il existe un angle de 120° entre les liaisons covalentes. Dans l'atome de soufre, l'hybridation sp2 se produit - les nuages d'un s et de deux électrons p sont alignés en forme et en énergie. Ils sont impliqués dans l'éducation. une liaison covalente entre le soufre et l'oxygène. Dans la paire O–S, la distance entre les atomes est de 0,143 nm. L'oxygène est plus électronégatif que le soufre, ce qui signifie que les paires d'électrons de liaison se déplacent du centre vers les coins extérieurs. La molécule entière est également polarisée, le pôle négatif est l'atome O, le pôle positif est l'atome S.

Quelques paramètres physiques du dioxyde de soufre

Oxyde de soufre quadrivalent à taux normal environnement conserve un état gazeux d'agrégation. La formule du dioxyde de soufre vous permet de déterminer sa valeur moléculaire et masse molaire: Mr(SO 2) \u003d 64,066, M \u003d 64,066 g/mol (peut être arrondi à 64 g/mol). Ce gaz est presque 2,3 fois plus lourd que l'air (M(air) = 29 g/mol). Le dioxyde a une forte odeur spécifique de soufre brûlant, difficile à confondre avec une autre. Il est désagréable, irrite les muqueuses des yeux, provoque une toux. Mais l'oxyde de soufre (IV) n'est pas aussi toxique que le sulfure d'hydrogène.

sous pression à température ambiante le dioxyde de soufre gazeux est liquéfié. À basses températures la substance est à l'état solide, fond à -72 ... -75,5 ° C. Avec une nouvelle augmentation de la température, un liquide apparaît et à -10,1 ° C, du gaz se forme à nouveau. Les molécules de SO 2 sont thermiquement stables, la décomposition en soufre atomique et en oxygène moléculaire se produit à des températures très élevées (environ 2800 ºС).

Solubilité et interaction avec l'eau

Le dioxyde de soufre, lorsqu'il est dissous dans l'eau, interagit partiellement avec celle-ci pour former un acide sulfureux très faible. A sa réception, il se décompose immédiatement en anhydride et eau : SO 2 + H 2 O ↔ H 2 SO 3. En fait, ce n'est pas de l'acide sulfureux qui est présent dans la solution, mais des molécules de SO 2 hydratées. Le dioxyde gazeux interagit mieux avec l'eau froide, sa solubilité diminue avec l'augmentation de la température. Dans des conditions normales, il peut se dissoudre dans 1 volume d'eau jusqu'à 40 volumes de gaz.

Le dioxyde de soufre dans la nature

Des volumes importants de dioxyde de soufre sont libérés avec les gaz volcaniques et la lave lors des éruptions. De nombreuses activités humaines augmentent également la concentration de SO 2 dans l'atmosphère.

Le dioxyde de soufre est fourni à l'air par les usines métallurgiques, où les gaz d'échappement ne sont pas capturés pendant le grillage du minerai. De nombreux combustibles fossiles contiennent du soufre, ce qui entraîne la libération de quantités importantes de dioxyde de soufre dans air atmosphérique lors de la combustion de charbon, de pétrole, de gaz, de carburant obtenu à partir d'eux. Le dioxyde de soufre devient toxique pour l'homme à des concentrations dans l'air supérieures à 0,03 %. Une personne commence à avoir le souffle court, il peut y avoir des phénomènes ressemblant à la bronchite et à la pneumonie. Une concentration très élevée de dioxyde de soufre dans l'atmosphère peut entraîner une intoxication grave ou la mort.

Anhydride sulfureux - production en laboratoire et dans l'industrie

Méthodes de laboratoire :

Lorsque le soufre est brûlé dans un ballon avec de l'oxygène ou de l'air, le dioxyde est obtenu selon la formule: S + O 2 \u003d SO 2.
Vous pouvez agir sur des sels d'acide sulfureux avec des acides inorganiques plus forts, il vaut mieux prendre du chlorhydrique, mais vous pouvez diluer du sulfurique :

Na 2 SO 3 + 2HCl \u003d 2NaCl + H 2 SO 3;
Na 2 SO 3 + H 2 SO 4 (diff.) \u003d Na 2 SO 4 + H 2 SO 3;
H 2 SO 3 \u003d H 2 O + SO 2.

3. Lorsque le cuivre interagit avec de l'acide sulfurique concentré, ce n'est pas de l'hydrogène qui est libéré, mais du dioxyde de soufre :

2H 2 SO 4 (conc.) + Cu \u003d CuSO 4 + 2H 2 O + SO 2.

Façons modernes production industrielle le dioxyde de soufre:

Oxydation du soufre naturel lors de sa combustion dans des fours spéciaux : S + O 2 = SO 2.
Pyrite de fer à rôtir (pyrite).

Propriétés chimiques de base du dioxyde de soufre

Le dioxyde de soufre est un composé chimiquement actif. Dans les procédés redox, cette substance agit souvent comme agent réducteur. Par exemple, lorsque le brome moléculaire interagit avec le dioxyde de soufre, les produits de réaction sont l'acide sulfurique et le bromure d'hydrogène. Les propriétés oxydantes du SO 2 se manifestent si ce gaz est passé à travers de l'eau sulfurée d'hydrogène. En conséquence, du soufre est libéré, une auto-oxydation-auto-guérison se produit: SO 2 + 2H 2 S \u003d 3S + 2H 2 O.

Le dioxyde de soufre présente des propriétés acides. Il correspond à l'un des acides les plus faibles et les plus instables - le sulfureux. Ce composé n'existe pas sous sa forme pure, il est possible de détecter les propriétés acides d'une solution de dioxyde de soufre à l'aide d'indicateurs (le tournesol devient rose). L'acide sulfureux donne des sels moyens - sulfites et acides - hydrosulfites. Parmi eux se trouvent des composés stables.

Le processus d'oxydation du soufre dans le dioxyde à un état hexavalent dans l'anhydride sulfurique est catalytique. La substance résultante se dissout vigoureusement dans l'eau, réagit avec les molécules de H 2 O. La réaction est exothermique, il se forme de l'acide sulfurique, ou plutôt sa forme hydratée.

Utilisation pratique du gaz acide

Le processus principal de production industrielle d'acide sulfurique, qui nécessite du dioxyde d'élément, comporte quatre étapes :

Obtention de dioxyde de soufre en brûlant du soufre dans des fours spéciaux.
Purification du dioxyde de soufre résultant de toutes sortes d'impuretés.
Oxydation supplémentaire en soufre hexavalent en présence d'un catalyseur.
Absorption du trioxyde de soufre par l'eau.

Auparavant, la quasi-totalité du dioxyde de soufre nécessaire à la production d'acide sulfurique à l'échelle industrielle était obtenue par torréfaction de la pyrite en tant que sous-produit de la sidérurgie. De nouveaux types de traitement des matières premières métallurgiques utilisent moins la combustion du minerai. Par conséquent, la principale matière première pour la production d'acide sulfurique dans dernières années devenu soufre naturel. Importantes réserves mondiales de cette matière première, sa disponibilité permet d'organiser une transformation à grande échelle.

Le dioxyde de soufre est largement utilisé non seulement dans l'industrie chimique, mais également dans d'autres secteurs de l'économie. Les usines textiles utilisent cette substance et les produits de son interaction chimique pour blanchir la soie et les tissus de laine. C'est l'un des types de blanchiment sans chlore, dans lequel les fibres ne sont pas détruites.

Le dioxyde de soufre a d'excellentes propriétés désinfectantes, qui sont utilisées dans la lutte contre les champignons et les bactéries. Le dioxyde de soufre est utilisé pour la fumigation des entrepôts agricoles, des tonneaux de vin et des caves. Utilisé par le SO 2 dans Industrie alimentaire en tant que substance conservatrice et antibactérienne. Ajoutez-le aux sirops, trempez-y des fruits frais. Sulfitisation
le jus de betterave décolore et désinfecte les matières premières. En conserve purée de légumes et les jus contiennent également du dioxyde de soufre comme antioxydant et agent de conservation.

L'état d'oxydation +4 du soufre est assez stable et se manifeste dans les tétrahalogénures SHal 4 , les oxodihalogénures SOHal 2 , le dioxyde 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) La structure de la molécule de so2

La structure de la molécule de SO 2 est similaire à la structure 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, la forme de la molécule est anguleuse. L'atome de soufre a une paire d'électrons non partagée. La longueur de la liaison S-O est de 0,143 nm, l'angle de liaison est de 119,5°.

La structure correspond aux structures résonnantes suivantes :

Contrairement à l'ozone, la multiplicité des liaisons S – O est de 2, c'est-à-dire que la première structure de résonance apporte la contribution principale. La molécule se caractérise par une stabilité thermique élevée.

Propriétés physiques

Dans des conditions normales, le dioxyde de soufre ou le dioxyde de soufre est gaz incolore avec une forte odeur suffocante, point de fusion -75 °C, point d'ébullition -10 °C. Dissolvons bien dans l'eau, à 20 °C dans 1 volume d'eau 40 volumes de dioxyde de soufre sont dissous. 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 avec formation d'hydrates. Il interagit également partiellement avec l'eau, formant un acide sulfureux faible, qui n'est pas isolé individuellement :

SO 2 + H 2 O \u003d H 2 SO 3 \u003d H + + HSO 3 - \u003d 2H + + SO 3 2-.

À la suite de la dissociation, des protons se forment, de sorte que la solution a 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 \u003d 2NaHSO 3.

Le dioxyde de soufre est caractérisé par la dualité redox, par exemple, il, montrant des propriétés réductrices, décolore l'eau de brome :

SO 2 + Br 2 + 2H 2 O \u003d H 2 SO 4 + 2HBr

et solution de permanganate de potassium :

5SO 2 + 2KMnO 4 + 2H 2 O \u003d 2KНSO 4 + 2MnSO 4 + H 2 SO 4.

oxydé par l'oxygène en anhydride sulfurique :

2SO 2 + O 2 \u003d 2SO 3.

Il présente des propriétés oxydantes lorsqu'il interagit avec des agents réducteurs puissants, par exemple :

SO 2 + 2CO \u003d S + 2CO 2 (à 500°C, en présence d'Al 2 O 3);

SO 2 + 2H 2 \u003d S + 2H 2 O.

Production d'oxyde de soufre (IV)

Brûler du soufre dans l'air

S + O 2 \u003d SO 2.

Oxydation des sulfures

4FeS 2 + 11O 2 \u003d 2Fe 2 O 3 + 8SO 2.

L'action des acides forts sur les sulfites métalliques

Na 2 SO 3 + 2H 2 SO 4 \u003d 2NaHSO 4 + H 2 O + SO 2.

1.11.2. Acide sulfurique et ses sels

Lorsque le dioxyde de soufre est dissous dans l'eau, de l'acide sulfureux faible se forme, la majeure partie du SO 2 dissous se présente sous la forme d'une forme hydratée de SO 2 H 2 O, lors du refroidissement, un hydrate cristallin est également libéré, seule une petite partie des molécules d'acide sulfureux se dissocie en ions sulfite et hydrosulfite. A l'état libre, l'acide n'est pas isolé.

Étant dibasique, il forme deux types de sels: moyen - sulfites et acide - hydrosulfites. Seuls les sulfites de métaux alcalins et les hydrosulfites de métaux alcalins et alcalino-terreux se dissolvent dans l'eau.

4.doc

Soufre. Sulfure d'hydrogène, sulfures, hydrosulfures. Oxydes de soufre (IV) et (VI). Acides sulfureux et sulfurique et leurs sels. Esters d'acide sulfurique. Thiosulfate de sodium

4.1. Soufre

Le soufre est l'un des rares éléments chimiques que l'homme utilise depuis plusieurs millénaires. Il est largement répandu dans la nature et se présente à la fois à l'état libre (soufre natif) et sous forme de composés. Les minéraux contenant du soufre peuvent être divisés en deux groupes - les sulfures (pyrites, brillants, blendes) et les sulfates. Le soufre natif se trouve en grande quantité en Italie (l'île de Sicile) et aux États-Unis. Dans la CEI, il existe des gisements de soufre natif dans la région de la Volga, dans les États Asie centrale, en Crimée et dans d'autres régions.

Les minéraux du premier groupe comprennent l'éclat de plomb PbS, l'éclat de cuivre Cu 2 S, l'éclat d'argent - Ag 2 S, la blende de zinc - ZnS, la blende de cadmium - CdS, la pyrite ou la pyrite de fer - FeS 2, la chalcopyrite - CuFeS 2, le cinabre - HgS .

Les minéraux du deuxième groupe comprennent le gypse CaSO 4 2H 2 O, la mirabilite (sel de Glauber) - Na 2 SO 4 10H 2 O, la ki-sérite - MgSO 4 H 2 O.

Le soufre se trouve dans les organismes des animaux et des plantes, car il fait partie des molécules de protéines. Les composés soufrés organiques se trouvent dans le pétrole.

Le reçu

1. Lors de la réception de soufre de composés naturels, par exemple, à partir de pyrites de soufre, il est chauffé à des températures élevées. La pyrite soufrée se décompose avec formation de sulfure de fer (II) et de soufre :

2. Le soufre peut être obtenu par oxydation du sulfure d'hydrogène avec un manque d'oxygène selon la réaction :

2H 2 S + O 2 \u003d 2S + 2H 2 O

3. Actuellement, il est courant d'obtenir du soufre par réduction au carbone du dioxyde de soufre SO 2 - un sous-produit de la fusion des métaux à partir de minerais de soufre :

SO 2 + C \u003d CO 2 + S

4. Les gaz d'échappement des fours métallurgiques et des fours à coke contiennent un mélange de dioxyde de soufre et de sulfure d'hydrogène. Ce mélange est passé à haute température sur un catalyseur :

H 2 S + SO 2 \u003d 2H 2 O + 3S

^ Propriétés physiques

Le soufre est un solide cassant jaune citron. Il est pratiquement insoluble dans l'eau, mais très soluble dans le disulfure de carbone CS 2 aniline et certains autres solvants.

Mauvais conducteur de chaleur et électricité. Le soufre forme plusieurs modifications allotropiques :

1 . ^ Soufre rhombique (les plus stables), les cristaux ont la forme d'octaèdres.

Lorsque le soufre est chauffé, sa couleur et sa viscosité changent: d'abord, un jaune clair se forme, puis, à mesure que la température augmente, il s'assombrit et devient si visqueux qu'il ne s'écoule pas du tube à essai, avec un chauffage supplémentaire, la viscosité chute à nouveau, et à 444,6 ° C, le soufre bout.

2. ^ Soufre monoclinique - modification sous forme de cristaux aciculaires jaune foncé, obtenus par refroidissement lent du soufre fondu.

3. Soufre plastique formé lorsque du soufre chauffé à ébullition est versé dans eau froide. S'étire facilement comme du caoutchouc (voir fig. 19).

Le soufre naturel est constitué d'un mélange de quatre isotopes stables : 32 16 S, 33 16 S, 34 16 S, 36 16 S.

^ Propriétés chimiques

L'atome de soufre, ayant un extérieur inachevé niveau d'énergie, peut additionner deux électrons et présenter un degré

Oxydation -2. Le soufre présente ce degré d'oxydation dans les composés avec des métaux et de l'hydrogène (Na 2 S, H 2 S). Lorsque vous donnez ou attirez des électrons à un atome d'un élément plus électronégatif, l'état d'oxydation du soufre peut être +2, +4, +6.

Dans le froid, le soufre est relativement inerte, mais avec l'augmentation de la température, sa réactivité augmente. 1. Avec les métaux, le soufre présente des propriétés oxydantes. Au cours de ces réactions, des sulfures se forment (ne réagit pas avec l'or, le platine et l'iridium) : Fe + S = FeS

2. Dans des conditions normales, le soufre n'interagit pas avec l'hydrogène et à 150-200 ° C, une réaction réversible se produit:

3. Dans les réactions avec les métaux et l'hydrogène, le soufre se comporte comme un agent oxydant typique et, en présence d'agents oxydants puissants, il présente des propriétés réductrices.

S + 3F 2 \u003d SF 6 (ne réagit pas avec l'iode)

4. La combustion du soufre dans l'oxygène se déroule à 280°C, et dans l'air à 360°C. Cela forme un mélange de SO 2 et SO 3 :

S + O 2 \u003d SO 2 2S + 3O 2 \u003d 2SO 3

5. Lorsqu'il est chauffé sans accès à l'air, le soufre se combine directement avec le phosphore, le carbone, présentant des propriétés oxydantes :

2P + 3S \u003d P 2 S 3 2S + C \u003d CS 2

6. Lorsque vous interagissez avec substances complexes le soufre se comporte principalement comme agent réducteur :

7. Le soufre est capable de réactions de dismutation. Ainsi, lorsque la poudre de soufre est bouillie avec des alcalis, des sulfites et des sulfures se forment :

Application

Le soufre est largement utilisé dans l'industrie et l'agriculture. Environ la moitié de sa production est utilisée pour produire de l'acide sulfurique. Le soufre est utilisé pour vulcaniser le caoutchouc, ce qui transforme le caoutchouc en caoutchouc.

Sous forme de colorant soufré (poudre fine), le soufre est utilisé pour lutter contre les maladies de la vigne et du coton. Il est utilisé pour obtenir de la poudre à canon, des allumettes, des compositions lumineuses. En médecine, les onguents au soufre sont préparés pour le traitement des maladies de la peau.

4.2. Sulfure d'hydrogène, sulfures, hydrosulfures

Le sulfure d'hydrogène est analogue à l'eau. Sa formule électronique

Montre que dans l'éducation Obligations H-S-H deux électrons p impliqués niveau externe atome de soufre. La molécule H 2 S a une forme angulaire, elle est donc polaire.

^ Être dans la nature

Le sulfure d'hydrogène est naturellement présent dans les gaz volcaniques et dans les eaux de certaines sources minérales, telles que Piatigorsk, Matsesta. Il se forme lors de la décomposition de substances organiques soufrées de divers restes d'animaux et de plantes. Ceci explique la caractéristique mauvaise odeur Eaux usées, puisards et dépotoirs.

Le reçu

1. Le sulfure d'hydrogène peut être obtenu en combinant directement du soufre avec de l'hydrogène lorsqu'il est chauffé :

2. Mais le plus souvent il est obtenu par action d'acide chlorhydrique ou sulfurique dilué sur du sulfure de fer (III) :

2HCl+FeS=FeCl 2 +H 2 S 2H + +FeS=Fe 2+ +H 2 S Cette réaction est souvent réalisée dans un appareil de Kipp.

^ Propriétés physiques

Dans des conditions normales, le sulfure d'hydrogène est un gaz incolore avec une forte odeur caractéristique d'œufs pourris. Très toxique, lorsqu'il est inhalé, il se lie à l'hémoglobine, provoquant une paralysie, ce qui n'est pas rare.

Ko mène à la mort. Moins dangereux à faible concentration. Tu dois travailler avec lui hottes ou avec des dispositifs hermétiquement scellés. Teneur admissible en H 2 S dans locaux industriels est de 0,01 mg pour 1 litre d'air.

Le sulfure d'hydrogène est relativement bien soluble dans l'eau (à 20°C, 2,5 volumes de sulfure d'hydrogène se dissolvent dans 1 volume d'eau).

Une solution de sulfure d'hydrogène dans l'eau est appelée eau de sulfure d'hydrogène ou acide sulfurique (elle présente les propriétés d'un acide faible).

^ Propriétés chimiques

1, avec un fort chauffage, le sulfure d'hydrogène se décompose presque complètement avec la formation de soufre et d'hydrogène.

2. Le sulfure d'hydrogène gazeux brûle dans l'air avec une flamme bleue pour former de l'oxyde de soufre (IV) et de l'eau :

2H 2 S + 3O 2 \u003d 2SO 2 + 2H 2 O

En l'absence d'oxygène, du soufre et de l'eau se forment: 2H 2 S + O 2 \u003d 2S + 2H 2 O

3. Le sulfure d'hydrogène est un agent réducteur assez puissant. Cette propriété chimique importante de celui-ci peut être expliquée comme suit. Dans une solution de H 2 S, il est relativement facile de donner des électrons aux molécules d'oxygène de l'air :

Dans le même temps, l'oxygène de l'air oxyde le sulfure d'hydrogène en soufre, ce qui rend l'eau de sulfure d'hydrogène trouble :

2H 2 S + O 2 \u003d 2S + 2H 2 O

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 atmosphérique l'oxyde en soufre libre.

4, le sulfure d'hydrogène réagit vigoureusement avec les solutions halogénées, par exemple :

H 2 S+I 2 =2HI+S Le soufre est libéré et la solution d'iode se décolore.

5. Divers agents oxydants réagissent vigoureusement avec le sulfure d'hydrogène : sous l'action acide nitrique du soufre libre se forme.

6. Une solution de sulfure d'hydrogène a une réaction acide due à des dissociations :

H 2 SH + +HS - HS - H + +S -2

Habituellement, la première étape domine. C'est un acide très faible : plus faible que le carbonique, qui déplace généralement l'H 2 S des sulfures.

Sulfures et hydrosulfures

L'acide sulfurique, sous forme dibasique, forme deux séries de sels :

Milieu - sulfures (Na 2 S);

Acide - hydrosulfures (NaHS).

Ces sels peuvent être obtenus : - par l'interaction d'hydroxydes avec l'hydrogène sulfuré : 2NaOH + H 2 S = Na 2 S + 2H 2 O

Par interaction directe du soufre avec les métaux :

Réaction d'échange de sels avec H 2 S ou entre sels :

Pb(NO 3) 2 + Na 2 S \u003d PbS + 2NaNO 3

CuSO 4 +H 2 S=CuS+H 2 SO 4 Cu 2+ +H 2 S=CuS+2H +

Presque tous les hydrosulfures sont très solubles dans l'eau.

Les sulfures de métaux alcalins et alcalino-terreux sont également facilement solubles dans l'eau, incolores.

Les sulfures de métaux lourds sont pratiquement insolubles ou peu solubles dans l'eau (FeS, MnS, ZnS) ; certains d'entre eux ne se dissolvent pas dans les acides dilués (CuS, PbS, HgS).

En tant que sels d'un acide faible, les sulfures dans les solutions aqueuses sont fortement hydrolysés. Par exemple, les sulfures métaux alcalins lorsqu'ils sont dissous dans l'eau, ils ont une réaction alcaline :

Na2S+HOHNaHS+NaOH

Tous les sulfures, comme le sulfure d'hydrogène lui-même, sont des agents réducteurs énergétiques :

3PbS -2 + 8HN +5 O 3 (razb.) \u003d 3PbS +6 O 4 + 4H 2 O + 8N +2 O

Certains sulfures ont une couleur caractéristique : CuS et PbS - noir, CdS - jaune, ZnS - blanc, MnS - rose, SnS - marron, Al 2 S 3 - orange. L'analyse qualitative des cations est basée sur la solubilité différente des sulfures et les différentes couleurs de beaucoup d'entre eux.

^ 4.3. Oxyde de soufre(IV) et acide sulfureux

Oxyde de soufre (IV), ou dioxyde de soufre, dans des conditions normales, un gaz incolore avec une odeur piquante suffocante. Lorsqu'il est refroidi à -10°C, il se liquéfie en un liquide incolore.

Le reçu

1. Dans des conditions de laboratoire, l'oxyde de soufre (IV) est obtenu à partir de sels d'acide sulfureux par l'action d'acides forts sur ceux-ci :

Na 2 SO 3 + H 2 SO 4 \u003d Na 2 SO 4 + S0 2  + H 2 O 2NaHSO 3 + H 2 SO 4 \u003d Na 2 SO 4 + 2SO 2  + 2H 2 O 2HSO - 3 + 2H + \u003d 2SO 2 +2H 2 O

2. De plus, le dioxyde de soufre est formé par l'interaction de l'acide sulfurique concentré lorsqu'il est chauffé avec des métaux peu actifs :

Cu + 2H 2 SO 4 \u003d CuSO 4 + SO 2  + 2H 2 O

Cu + 4Н + + 2SO 2- 4 \u003d Cu 2+ + SO 2- 4 + SO 2  + 2H 2 O

3. L'oxyde de soufre (IV) se forme également lorsque le soufre est brûlé dans l'air ou l'oxygène :

4. Dans des conditions industrielles, le SO 2 est obtenu par grillage de pyrite FeS 2 ou de minerais sulfureux de métaux non ferreux (zinc blende ZnS, lustre de plomb PbS, etc.) :

4FeS 2 + 11O 2 \u003d 2Fe 2 O 3 + 8SO 2

Formule développée de la molécule SO 2 :

Quatre électrons de soufre et quatre électrons de deux atomes d'oxygène participent à la formation de liaisons dans la molécule de SO 2 . La répulsion mutuelle des paires d'électrons de liaison et de la paire d'électrons non partagés du soufre donne à la molécule une forme angulaire.

Propriétés chimiques

1. L'oxyde de soufre (IV) présente toutes les propriétés des oxydes acides :

Interaction avec l'eau

Interaction avec les alcalis,

Interaction avec les oxydes basiques.

2. L'oxyde de soufre (IV) se caractérise par des propriétés réductrices :

S +4 O 2 +O 0 2 2S +6 O -2 3 (en présence d'un catalyseur, lorsqu'il est chauffé)

Mais en présence d'agents réducteurs forts, le SO 2 se comporte comme un agent oxydant :

La dualité redox de l'oxyde de soufre (IV) s'explique par le fait que le soufre a un état d'oxydation de +4 et qu'il peut donc, en donnant 2 électrons, être oxydé en S +6 et en recevant 4 électrons, être réduit en S°. La manifestation de ces propriétés ou d'autres dépend de la nature du composant réactif.

L'oxyde de soufre (IV) est très soluble dans l'eau (40 volumes de SO 2 sont dissous dans 1 volume à 20°C). Dans ce cas, l'acide sulfureux n'existe qu'en solution aqueuse :

SO 2 + H 2 OH 2 SO 3

La réaction est réversible. Dans une solution aqueuse, l'oxyde de soufre (IV) et l'acide sulfureux sont en équilibre chimique, qui peut être déplacé. Lors de la liaison de H 2 SO 3 (neutralisation de l'acide

Tu) la réaction évolue vers la formation d'acide sulfureux ; lors de l'élimination du SO 2 (soufflage à travers une solution d'azote ou chauffage), la réaction se poursuit vers les matières premières. Dans une solution d'acide sulfureux, il y a toujours de l'oxyde de soufre (IV), ce qui lui donne une odeur piquante.

L'acide sulfureux a toutes les propriétés des acides. Dans la solution, il se dissocie par étapes :

H 2 SO 3 H + + HSO - 3 HSO - 3 H + + SO 2- 3

Thermiquement instable, volatil. L'acide sulfureux, en tant qu'acide dibasique, forme deux types de sels :

Milieu - sulfites (Na 2 SO 3);

Acide - hydrosulfites (NaHSO 3).

Les sulfites se forment lorsqu'un acide est complètement neutralisé par un alcali :

H 2 SO 3 + 2NaOH \u003d Na 2 SO 3 + 2H 2 O

Les hydrosulfites sont obtenus sans alcali :

H 2 SO 3 + NaOH \u003d NaHSO 3 + H 2 O

L'acide sulfureux et ses sels ont des propriétés à la fois oxydantes et réductrices, qui sont déterminées par la nature du partenaire de réaction.

1. Ainsi, sous l'action de l'oxygène, les sulfites sont oxydés en sulfates :

2Na 2 S +4 O 3 + O 0 2 \u003d 2Na 2 S +6 O -2 4

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

5H 2 S +4 O 3 +2KMn +7 O 4 \u003d 2H 2 S +6 O 4 +2Mn +2 S +6 O 4 + K 2 S +6 O 4 + 3H 2 O

2. En présence d'agents réducteurs plus énergétiques, les sulfites présentent des propriétés oxydantes :

Les sels d'acide sulfureux dissolvent presque tous les hydrosulfites et sulfites de métaux alcalins.

3. Le H 2 SO 3 étant un acide faible, l'action des acides sur les sulfites et les hydrosulfites libère du SO 2. Cette méthode est généralement utilisée lors de l'obtention de SO 2 dans des conditions de laboratoire :

NaHSO 3 + H 2 SO 4 \u003d Na 2 SO 4 + SO 2  + H 2 O

4. Les sulfites solubles dans l'eau sont facilement hydrolysés, ce qui entraîne une augmentation de la concentration en ions OH - - dans la solution:

Na 2 SO 3 + NOHNaHSO 3 + NaOH

Application

L'oxyde de soufre (IV) et l'acide sulfureux décolorent de nombreux colorants, formant avec eux des composés incolores. Ce dernier peut se décomposer à nouveau lorsqu'il est chauffé ou à la lumière, à la suite de quoi la couleur est restaurée. Par conséquent, l'action blanchissante du SO 2 et du H 2 SO 3 diffère de l'action blanchissante du chlore. Habituellement, l'oxyde de soufre (IV) blanchit la laine, la soie et la paille.

L'oxyde de soufre (IV) tue de nombreux micro-organismes. Par conséquent, pour détruire les moisissures, ils fumigent les caves humides, les caves, les tonneaux de vin, etc. Il est également utilisé dans le transport et le stockage des fruits et des baies. En grandes quantités, l'oxyde de soufre IV) est utilisé pour produire de l'acide sulfurique.

Demande importante trouve une solution d'hydrosulfite de calcium CaHSO 3 (liqueur de sulfite), qui est utilisée pour traiter la pâte à papier et le bois.

^ 4.4. Oxyde de soufre(VI). Acide sulfurique

L'oxyde de soufre (VI) (voir tableau. 20) est un liquide incolore qui se solidifie à une température de 16,8 ° C en une masse cristalline solide. Il absorbe très fortement l'humidité, formant de l'acide sulfurique: SO 3 + H 2 O \u003d H 2 SO 4

Tableau 20. Propriétés des oxydes de soufre

La dissolution des oxydes de soufre (VI) dans l'eau s'accompagne d'un dégagement de chaleur important.

L'oxyde de soufre (VI) est très soluble dans l'acide sulfurique concentré. Une solution de SO3 dans de l'acide anhydre est appelée oléum. Les oléums peuvent contenir jusqu'à 70 % de SO 3 .

Le reçu

1. L'oxyde de soufre (VI) est produit par l'oxydation du dioxyde de soufre avec l'oxygène atmosphérique en présence de catalyseurs à une température de 450 ° C (voir. Obtenir de l'acide sulfurique):

2SO 2 +O 2 \u003d 2SO 3

2. Une autre façon d'oxyder le SO 2 en SO 3 consiste à utiliser l'oxyde nitrique (IV) comme agent oxydant :

L'oxyde nitrique résultant (II) lorsqu'il interagit avec l'oxygène atmosphérique se transforme facilement et rapidement en oxyde nitrique (IV): 2NO + O 2 \u003d 2NO 2

Qui encore peut être utilisé dans l'oxydation du SO 2 . Par conséquent, NO 2 agit comme un transporteur d'oxygène. Cette méthode d'oxydation du SO 2 en SO 3 est appelée nitreux. La molécule de SO 3 a la forme d'un triangle au centre duquel

L'atome de soufre est situé :

Cette structure est due à la répulsion mutuelle des paires d'électrons de liaison. L'atome de soufre a fourni six électrons externes pour leur formation.

Propriétés chimiques

1. SO 3 est un oxyde acide typique.

2. L'oxyde de soufre (VI) a les propriétés d'un agent oxydant puissant.

Application

L'oxyde de soufre (VI) est utilisé pour produire de l'acide sulfurique. Valeur la plus élevée Il a Méthode de contact recevoir

Acide sulfurique. Par cette méthode, vous pouvez obtenir du H 2 SO 4 de n'importe quelle concentration, ainsi que de l'oléum. Le processus comporte trois étapes : obtention du SO 2 ; oxydation de SO 2 en SO 3; obtenir H 2 SO 4 .

SO 2 est obtenu en cuisant de la pyrite FeS 2 dans des fours spéciaux: 4FeS 2 + 11O 2 \u003d 2Fe 2 O 3 + 8SO 2

Pour accélérer la cuisson, la pyrite est préalablement broyée et, pour une combustion plus complète du soufre, beaucoup plus d'air (oxygène) est introduit que ce qui est requis par la réaction. Le gaz sortant du four est composé d'oxyde de soufre (IV), d'oxygène, d'azote, de composés d'arsenic (provenant des impuretés des pyrites) et de vapeur d'eau. C'est ce qu'on appelle le gaz de torréfaction.

Le gaz de torréfaction est soigneusement nettoyé, car même une petite quantité de composés d'arsenic, ainsi que de la poussière et de l'humidité, empoisonne le catalyseur. Le gaz est purifié des composés d'arsenic et de la poussière en le faisant passer à travers des électrofiltres spéciaux et une tour de lavage ; l'humidité est absorbée par l'acide sulfurique concentré dans la tour de séchage. Le gaz purifié contenant de l'oxygène est chauffé dans un échangeur de chaleur jusqu'à 450°C et entre dans l'appareil de contact. À l'intérieur de l'appareil de contact se trouvent des étagères en treillis remplies d'un catalyseur.

Auparavant, le platine métallique finement divisé était utilisé comme catalyseur. Par la suite, il a été remplacé par des composés de vanadium - oxyde de vanadium (V) V 2 O 5 ou sulfate de vanadyle VOSO 4, qui sont moins chers que le platine et empoisonnent plus lentement.

La réaction d'oxydation du SO 2 en SO 3 est réversible :

2SO 2 + O 2 2SO 3

L'augmentation de la teneur en oxygène dans le gaz de torréfaction augmente le rendement en oxyde de soufre (VI) : à une température de 450°C, il atteint généralement 95 % ou plus.

L'oxyde de soufre résultant (VI) est ensuite introduit à contre-courant dans la tour d'absorption, où il est absorbé par de l'acide sulfurique concentré. Au fur et à mesure qu'il se sature, il se forme d'abord de l'acide sulfurique anhydre, puis de l'oléum. Par la suite, l'oléum est dilué à 98% d'acide sulfurique et fourni aux consommateurs.

Formule développée de l'acide sulfurique :

^ Propriétés physiques

L'acide sulfurique est un liquide huileux incolore lourd qui cristallise à + 10,4 ° C, soit près de deux fois ( \u003d 1,83 g / cm 3) est plus lourd que l'eau, inodore, non volatil. Extrêmement gigroscopique. Il absorbe l'humidité en dégageant une grande quantité de chaleur, vous ne pouvez donc pas ajouter d'eau à l'acide sulfurique concentré - l'acide éclaboussera. Pour des fois-

Les additions d'acide sulfurique doivent être ajoutées en petites portions à l'eau.

L'acide sulfurique anhydre dissout jusqu'à 70 % d'oxyde de soufre (VI). Lorsqu'il est chauffé, il sépare le SO 3 jusqu'à ce qu'une solution se forme avec une fraction massique de H 2 SO 4 de 98,3 %. Le H 2 SO 4 anhydre ne conduit pratiquement pas l'électricité.

^ Propriétés chimiques

1. Il se mélange à l'eau dans n'importe quel rapport et forme des hydrates de composition variée :

H 2 SO 4 H 2 O, H 2 SO 4 2H 2 O, H 2 SO 4 3H 2 O, H 2 SO 4 4H 2 O, H 2 SO 4 6.5H 2 O

2. L'acide sulfurique concentré carbonise les substances organiques - sucre, papier, bois, fibres, en leur enlevant des éléments aqueux:

C 12 H 22 O 11 + H 2 SO 4 \u003d 12C + H 2 SO 4 11H 2 O

Le charbon résultant interagit partiellement avec l'acide :

Le séchage des gaz est basé sur l'absorption d'eau par l'acide sulfurique.

Comment un acide fort non volatil H 2 SO 4 déplace les autres acides des sels secs :

NaNO 3 + H 2 SO 4 \u003d NaHSO 4 + HNO 3

Cependant, si vous ajoutez H 2 SO 4 à des solutions salines, le déplacement des acides ne se produit pas.

H 2 SO 4 - diacide fort : H 2 SO 4 H + + HSO - 4 HSO - 4 H + + SO 2- 4

Il possède toutes les propriétés des acides forts non volatils.

L'acide sulfurique dilué est caractérisé par toutes les propriétés des acides non oxydants. A savoir : il interagit avec les métaux qui sont dans la série électrochimique des tensions des métaux jusqu'à l'hydrogène :

L'interaction avec les métaux est due à la réduction des ions hydrogène.

6. L'acide sulfurique concentré est un agent oxydant vigoureux. Lorsqu'il est chauffé, il oxyde la plupart des métaux, y compris ceux qui se trouvent dans la série électrochimique des tensions après l'hydrogène.Il ne réagit pas seulement avec le platine et l'or. Selon l'activité du métal, S -2 , S° et S +4 peuvent être utilisés comme produits de réduction.

Dans le froid, l'acide sulfurique concentré n'interagit pas avec des métaux aussi forts que l'aluminium, le fer, le chrome. Cela est dû à la passivation des métaux. Cette caractéristique est largement utilisée lors de son transport dans un conteneur en fer.

Cependant, lorsqu'il est chauffé:

Ainsi, l'acide sulfurique concentré interagit avec les métaux en réduisant les atomes de l'agent acidifiant.

Une réaction qualitative à l'ion sulfate SO 2- 4 est la formation d'un précipité cristallin blanc BaSO 4, insoluble dans l'eau et les acides :

SO 2- 4 + Ba +2 BaSO 4 

Application

L'acide sulfurique est le produit le plus important la principale industrie chimique engagée dans la production de non-

acides organiques, alcalis, sels, engrais minéraux et le chlore.

En termes de variété d'applications, l'acide sulfurique occupe la première place parmi les acides. Le plus grand nombre il est utilisé pour obtenir des engrais phosphorés et azotés. Étant non volatil, l'acide sulfurique est utilisé pour obtenir d'autres acides - chlorhydrique, fluorhydrique, phosphorique et acétique.

Une grande partie est consacrée à la purification des produits pétroliers - essence, kérosène, huiles lubrifiantes - de impuretés nocives. En génie mécanique, l'acide sulfurique est utilisé pour nettoyer la surface métallique des oxydes avant le 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.

Les sels d'acide sulfurique sont importants.

^ Sulfate de sodium Na 2 SO 4 cristallise à partir de solutions aqueuses sous forme d'hydrate de Na 2 SO 4 10H 2 O, appelé sel de Glauber. Utilisé en médecine comme laxatif. Le sulfate de sodium anhydre est utilisé dans la production de soude et de verre.

^ Sulfate d'ammonium(NH 4) 2 SO 4 - engrais azoté.

sulfate de potassium K 2 SO 4 - engrais potassique.

sulfate de calcium CaSO 4 se produit dans la nature sous la forme du minéral de gypse CaSO 4 2H 2 O. Lorsqu'il est chauffé à 150 ° C, il perd une partie de l'eau et se transforme en un hydrate de la composition 2CaSO 4 H 2 O, appelé gypse brûlé, ou albâtre. L'albâtre, lorsqu'il est mélangé avec de l'eau dans une masse pâteuse, durcit à nouveau après un certain temps, se transformant en CaSO 4 2H 2 O. Le gypse est largement utilisé dans la construction (plâtre).

^ Sulfate de magnésium Le MgSO 4 se trouve dans l'eau de mer, provoquant son goût amer. L'hydrate cristallin, appelé sel amer, est utilisé comme laxatif.

vitriol- le nom technique des sulfates cristallins des métaux Fe, Cu, Zn, Ni, Co (les sels déshydratés ne sont pas du vitriol). vitriol bleu CuSO 4 5H 2 O - substance toxique de couleur bleue. Les plantes sont pulvérisées avec une solution diluée et les graines sont préparées avant le semis. pierre à encre FeSO 4 7H 2 O est une substance vert clair. Utilisé pour la lutte contre les ravageurs des plantes, la préparation des encres, des peintures minérales, etc. Vitriol de zinc ZnSO 4 7H 2 O est utilisé dans la production de peintures minérales, dans l'impression de chintz et dans la médecine.

^ 4.5. Esters d'acide sulfurique. Thiosulfate de sodium

Les esters d'acide sulfurique comprennent les sulfates de dialkyle (RO 2 )SO 2 . Ce sont des liquides à haut point d'ébullition; les inférieurs sont solubles dans l'eau ; en présence d'alcalis, ils forment de l'alcool et des sels d'acide sulfurique. Les sulfates de dialkyle inférieur sont des agents alkylants.

sulfate de diéthyle(C 2 H 5 ) 2 SO 4 . Point de fusion -26°C, point d'ébullition 210°C, soluble dans les alcools, insoluble dans l'eau. Obtenu par l'interaction de l'acide sulfurique avec l'éthanol. C'est un agent éthylant en synthèse organique. Pénètre à travers la peau.

sulfate de diméthyle(CH 3 ) 2 SO 4 . Point de fusion -26,8°C, point d'ébullition 188,5°C. Dissolvons dans les alcools, c'est mauvais - dans l'eau. Réagit avec l'ammoniac en l'absence de solvant (de manière explosive); sulfonate certains composés aromatiques, tels que les esters de phénol. Obtenu par l'interaction de 60% d'oléum avec du méthanol à 150 ° C. C'est un agent de méthylation en synthèse organique. Cancérogène, affecte les yeux, la peau, les organes respiratoires.

^ Thiosulfate de sodium Na2S2O3

Sel de l'acide thiosulfurique, dans lequel deux atomes de soufre ont des états d'oxydation différents : +6 et -2. Substance cristalline, très soluble dans l'eau. Il est produit sous forme d'hydrate cristallin de Na 2 S 2 O 3 5H 2 O, communément appelé hyposulfite. Obtenu par l'interaction du sulfite de sodium avec le soufre lors de l'ébullition :

Na 2 SO 3 + S \u003d Na 2 S 2 O 3

Comme l'acide thiosulfurique, c'est un réducteur puissant, facilement oxydé par le chlore en acide sulfurique :

Na 2 S 2 O 3 + 4Cl 2 + 5H 2 O \u003d 2H 2 SO 4 + 2NaCl + 6HCl

L'utilisation du thiosulfate de sodium pour absorber le chlore (dans les premiers masques à gaz) était basée sur cette réaction.

Le thiosulfate de sodium est oxydé quelque peu différemment par des agents oxydants faibles. Dans ce cas, des sels d'acide tétrathionique se forment, par exemple :

2Na 2 S 2 O 3 + I 2 \u003d Na 2 S 4 O 6 + 2NaI

Le thiosulfate de sodium est un sous-produit de la production de NaHSO 3 , colorants au soufre, dans la purification des gaz industriels à partir du soufre. Il est utilisé pour éliminer les traces de chlore après le blanchiment des tissus, pour extraire l'argent des minerais ; est un fixateur en photographie, un réactif en iodométrie, un antidote à l'empoisonnement à l'arsenic, aux composés du mercure et un agent anti-inflammatoire.

Oxyde de soufre(IV) et acide sulfureux

Oxyde de soufre (IV), ou dioxyde de soufre, dans des conditions normales, un gaz incolore avec une odeur piquante suffocante. Lorsqu'il est refroidi à -10°C, il se liquéfie en un liquide incolore.

Le reçu

1. Dans des conditions de laboratoire, l'oxyde de soufre (IV) est obtenu à partir de sels d'acide sulfureux par l'action d'acides forts sur ceux-ci :

Na 2 SO 3 + H 2 SO 4 \u003d Na 2 SO 4 + S0 2 + H 2 O 2NaHSO 3 + H 2 SO 4 \u003d Na 2 SO 4 + 2SO 2 + 2H 2 O 2HSO - 3 + 2H + \u003d 2SO2 + 2H2O

2. De plus, le dioxyde de soufre est formé par l'interaction de l'acide sulfurique concentré lorsqu'il est chauffé avec des métaux peu actifs :

Cu + 2H 2 SO 4 \u003d CuSO 4 + SO 2 + 2H 2 O

Cu + 4Н + + 2SO 2- 4 \u003d Cu 2+ + SO 2- 4 + SO 2 + 2H 2 O

3. L'oxyde de soufre (IV) se forme également lorsque le soufre est brûlé dans l'air ou l'oxygène :

4. Dans des conditions industrielles, le SO 2 est obtenu par grillage de pyrite FeS 2 ou de minerais sulfureux de métaux non ferreux (zinc blende ZnS, lustre de plomb PbS, etc.) :

4FeS 2 + 11O 2 \u003d 2Fe 2 O 3 + 8SO 2

Formule développée de la molécule SO 2 :

Propriétés chimiques

1. L'oxyde de soufre (IV) présente toutes les propriétés des oxydes acides :

Interaction avec l'eau

Interaction avec les alcalis,

Interaction avec les oxydes basiques.

2. L'oxyde de soufre (IV) se caractérise par des propriétés réductrices :

S +4 O 2 + O 0 2 "2S +6 O -2 3 (en présence d'un catalyseur, lorsqu'il est chauffé)

Mais en présence d'agents réducteurs forts, le SO 2 se comporte comme un agent oxydant :

L'oxyde de soufre (IV) est très soluble dans l'eau (40 volumes de SO 2 sont dissous dans 1 volume à 20°C). Dans ce cas, l'acide sulfureux n'existe qu'en solution aqueuse :

SO 2 + H 2 O "H 2 SO 3

u) la réaction évolue vers la formation d'acide sulfureux ; lors de l'élimination du SO 2 (soufflage à travers une solution d'azote ou chauffage), la réaction se poursuit vers les matières premières. La solution d'acide sulfurique contient toujours de l'oxyde de soufre (IV), ce qui lui donne une odeur piquante.

L'acide sulfureux a toutes les propriétés des acides. Se dissocie en solution pas à pas :

H 2 SO 3 "H + + HSO - 3 HSO - 3" H + + SO 2- 3

Thermiquement instable, volatil. L'acide sulfureux, en tant qu'acide dibasique, forme deux types de sels :

Milieu - sulfites (Na 2 SO 3);

Acide - hydrosulfites (NaHSO 3).

Les sulfites se forment lorsqu'un acide est complètement neutralisé par un alcali :

H 2 SO 3 + 2NaOH \u003d Na 2 SO 3 + 2H 2 O

Les hydrosulfites sont obtenus sans alcali :

H 2 SO 3 + NaOH \u003d NaHSO 3 + H 2 O

L'acide sulfureux et ses sels ont des propriétés à la fois oxydantes et réductrices, qui sont déterminées par la nature du partenaire de réaction.

1. Ainsi, sous l'action de l'oxygène, les sulfites sont oxydés en sulfates :

2Na 2 S +4 O 3 + O 0 2 \u003d 2Na 2 S +6 O -2 4

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

5H 2 S +4 O 3 +2KMn +7 O 4 \u003d 2H 2 S +6 O 4 +2Mn +2 S +6 O 4 + K 2 S +6 O 4 + 3H 2 O

2. En présence d'agents réducteurs plus énergétiques, les sulfites présentent des propriétés oxydantes :

Les sels d'acide sulfureux dissolvent presque tous les hydrosulfites et sulfites de métaux alcalins.

3. Le H 2 SO 3 étant un acide faible, l'action des acides sur les sulfites et les hydrosulfites libère du SO 2. Cette méthode est généralement utilisée lors de l'obtention de SO 2 en laboratoire :

NaHSO 3 + H 2 SO 4 \u003d Na 2 SO 4 + SO 2 + H 2 O

4. Les sulfites solubles dans l'eau sont facilement hydrolysés, ce qui entraîne une augmentation de la concentration en ions OH - - dans la solution:

Na 2 SO 3 + NON "NaHSO 3 + NaOH

Application

L'oxyde de soufre (IV) et l'acide sulfureux décolorent de nombreux colorants, formant avec eux des composés incolores. Ce dernier peut se décomposer à nouveau lorsqu'il est chauffé ou à la lumière, à la suite de quoi la couleur est restaurée. Par conséquent, l'effet de blanchiment du SO 2 et du H 2 SO 3 est différent de l'effet de blanchiment du chlore. Habituellement, l'oxyde de soufre (IV) blanchit la laine, la soie et la paille.

Une application importante est la solution d'hydrosulfite de calcium CaHSO 3 (liqueur de sulfite), qui est utilisée pour traiter la pâte à papier et le bois.