Pirit sumporov oksid 4. Sumpordioksid - fizikalna svojstva, proizvodnja i primjena

Sumporov oksid (IV) ima kisela svojstva koja se očituju u reakcijama s tvarima koje pokazuju bazična svojstva. Kisela svojstva očituju se u interakciji s vodom. U tom slučaju nastaje otopina sumporne kiseline:

Oksidacijsko stanje sumpora u sumporovom dioksidu (+4) određuje redukcijska i oksidacijska svojstva sumporovog dioksida:

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

listopad: S+4 + 4e => S0

Reducirajuća svojstva očituju se u reakcijama s jakim oksidantima: kisikom, halogenima, dušičnom kiselinom, kalijevim permanganatom i dr. Na primjer:

2SO2 + O2 = 2SO3

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

O20 + 4e => 2O-2 1

Uz jaka redukcijska sredstva, plin pokazuje oksidirajuća svojstva. Na primjer, ako pomiješate sumporov dioksid i sumporovodik, oni međusobno djeluju u normalnim uvjetima:

2H2S + SO2 = 3S + 2H2O

S-2 - 2e => S0 2

S+4 + 4e => S0 1

Sumporna kiselina postoji samo u otopini. Nestabilan je i razlaže se na sumporov dioksid i vodu. Sumporna kiselina nije jaka kiselina. To je kiselina srednje jakosti i disocira u koracima. Kada se lužina doda sumpornoj kiselini, nastaju soli. Sumporna kiselina daje dvije serije soli: srednje sulfite i kisele hidrosulfite.

Sumpor(VI) oksid

Sumpor trioksid pokazuje kisela svojstva. Burno reagira s vodom, pri čemu se oslobađa velika količina topline. Ova reakcija se koristi za dobivanje najvažnijeg proizvoda kemijska industrija- sumporne kiseline.

SO3 + H2O = H2SO4

Budući da sumpor u sumporovom trioksidu ima najviše oksidacijsko stanje, sumpor(VI) oksid pokazuje oksidirajuća svojstva. Na primjer, oksidira halogenide, nemetale niske elektronegativnosti:

2SO3 + C = 2SO2 + CO2

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

C0 - 4e => C+4 2

Sumporna kiselina reagira tri vrste: acidobazna, ionsko-izmjenjivačka, redoks. Također aktivno stupa u interakciju s organskim tvarima.

Kiselo-bazne reakcije

Sumporna kiselina pokazuje kisela svojstva u reakcijama s bazama i bazičnim oksidima. Ove reakcije najbolje je provesti s razrijeđenom sumpornom kiselinom. Ukoliko sumporne kiseline je dvobazna, može tvoriti i srednje soli (sulfate) i kisele soli (hidrosulfate).

Reakcije ionske izmjene

Sumpornu kiselinu karakteriziraju reakcije ionske izmjene. Istodobno, djeluje s otopinama soli, stvarajući talog, slabu kiselinu ili oslobađajući plin. Ove reakcije se odvijaju brže kada se koristi 45% ili čak više razrijeđene sumporne kiseline. Do razvijanja plina dolazi u reakcijama sa solima nestabilnih kiselina, koje se razgrađuju u plinove (ugljični, sumporovi, sumporovodik) ili u hlapljive kiseline, poput klorovodične.

Redox reakcije

Sumporna kiselina najjasnije očituje svoja svojstva u redoks reakcijama, budući da sumpor u svom sastavu ima najviše oksidacijsko stanje +6. Oksidirajuća svojstva sumporne kiseline mogu se pronaći u reakciji, na primjer, s bakrom.

U molekuli sumporne kiseline nalaze se dva oksidirajuća elementa: atom sumpora sa S.O. +6 i vodikovi ioni H+. Bakar se ne može oksidirati vodikom do +1 oksidacijskog stanja, ali sumpor može. To je razlog oksidacije takvog neaktivnog metala kao što je bakar sa sumpornom kiselinom.

Sumporov dioksid ima molekularnu strukturu sličnu ozonu. Atom sumpora u središtu molekule vezan je za dva atoma kisika. Ovaj plinoviti produkt oksidacije sumpora je bezbojan, ispušta oštar miris, lako se kondenzira u bistru tekućinu u promjenjivim uvjetima. Tvar je vrlo topljiva u vodi, ima antiseptička svojstva. NA velike količine primaju SO 2 u kemijskoj industriji, odnosno u ciklusu proizvodnje sumporne kiseline. Plin se naširoko koristi za preradu poljoprivrednih i prehrambeni proizvodi, izbjeljivanje tkanina u tekstilnoj industriji.

Sustavna i trivijalna imena tvari

Potrebno je razumjeti raznolikost pojmova vezanih uz isti spoj. Službeno ime veze, kemijski sastavšto odražava formulu SO 2 – sumporov dioksid. IUPAC preporučuje korištenje ovog izraza i njegovog engleskog ekvivalenta, Sumpor dioksid. Udžbenici za škole i sveučilišta često spominju još jedno ime - sumporov oksid (IV). Rimski broj u zagradi označava valenciju atoma S. Kisik u ovom oksidu je dvovalentan, a oksidacijski broj sumpora je +4. U tehničkoj literaturi se koriste zastarjeli izrazi kao što su sumporov dioksid, sumporni anhidrid (proizvod njegove dehidracije).

Sastav i značajke molekularne strukture SO 2

Molekulu SO 2 tvore jedan atom sumpora i dva atoma kisika. Između kovalentnih veza postoji kut od 120°. U atomu sumpora dolazi do sp2 hibridizacije – oblaci od jednog s i dva p elektrona su poravnati u obliku i energiji. Oni su uključeni u obrazovanje. kovalentna veza između sumpora i kisika. U paru O–S, udaljenost između atoma je 0,143 nm. Kisik je elektronegativniji od sumpora, što znači da se vezni parovi elektrona kreću od središta prema vanjskim kutovima. Cijela molekula je također polarizirana, negativni pol su O atomi, pozitivni je S atom.

Neki fizikalni parametri sumporovog dioksida

Četverovalentni sumporov oksid pri normalnim brzinama okoliš zadržava plinovito agregatno stanje. Formula sumporovog dioksida omogućuje određivanje njegove relativne molekularne i molekulska masa: Mr(SO 2) = 64,066, M = 64,066 g / mol (može se zaokružiti na 64 g / mol). Ovaj plin je gotovo 2,3 puta teži od zraka (M(zrak) = 29 g/mol). Dioksid ima oštar specifičan miris gorućeg sumpora, koji je teško zamijeniti s bilo kojim drugim. Neugodan je, nadražuje sluznicu očiju, izaziva kašalj. Ali sumporov oksid (IV) nije tako otrovan kao sumporovodik.

pod pritiskom na sobna temperatura plinoviti sumpor dioksid se ukapljuje. Na niske temperature tvar je u čvrstom stanju, topi se na -72 ... -75,5 ° C. S daljnjim povećanjem temperature pojavljuje se tekućina, a na -10,1 ° C ponovno nastaje plin. Molekule SO 2 su termički stabilne, razlaganje na atomski sumpor i molekularni kisik događa se na vrlo visokim temperaturama (oko 2800 ºS).

Topljivost i interakcija s vodom

Sumporov dioksid, kada se otopi u vodi, djelomično stupa u interakciju s njom stvarajući vrlo slabu sumpornu kiselinu. U trenutku prijema odmah se razgrađuje na anhidrid i vodu: SO 2 + H 2 O ↔ H 2 SO 3. Zapravo, u otopini nije prisutna sumporna kiselina, već hidratizirane molekule SO 2. Plinoviti dioksid bolje komunicira s hladnom vodom, njegova topljivost opada s povećanjem temperature. U normalnim uvjetima, može se otopiti u 1 volumenu vode do 40 volumena plina.

Sumpor dioksid u prirodi

Tijekom erupcija s vulkanskim plinovima i lavom oslobađaju se značajne količine sumporovog dioksida. Mnoge ljudske aktivnosti također povećavaju koncentraciju SO 2 u atmosferi.

Sumpor dioksid u zrak isporučuju metalurška postrojenja, gdje se ispušni plinovi ne hvataju tijekom prženja rude. Mnoga fosilna goriva sadrže sumpor, što rezultira oslobađanjem značajnih količina sumporovog dioksida u atmosferski zrak pri spaljivanju ugljena, nafte, plina, goriva dobivenog od njih. Sumpor dioksid postaje toksičan za ljude pri koncentracijama u zraku iznad 0,03%. Osoba počinje otežano disanje, mogu postojati pojave nalik na bronhitis i upalu pluća. Vrlo visoka koncentracija sumporovog dioksida u atmosferi može dovesti do teškog trovanja ili smrti.

Sumpor dioksid - proizvodnja u laboratoriju i industriji

Laboratorijske metode:

Kada se sumpor izgori u tikvici s kisikom ili zrakom, dobiva se dioksid prema formuli: S + O 2 \u003d SO 2.
Na soli sumporne kiseline možete djelovati s jačim anorganskim kiselinama, bolje je uzeti klorovodičnu, ali možete razrijediti sumpornu:

Na2SO3 + 2HCl \u003d 2NaCl + H2SO3;
Na 2 SO 3 + H 2 SO 4 (razl.) \u003d Na 2 SO 4 + H 2 SO 3;
H 2 SO 3 \u003d H 2 O + SO 2.

3. Kada bakar stupi u interakciju s koncentriranom sumpornom kiselinom, ne oslobađa se vodik, već sumporov dioksid:

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

Moderni načini industrijska proizvodnja sumporov dioksid:

Oksidacija prirodnog sumpora tijekom njegovog izgaranja u posebnim pećima: S + O 2 = SO 2.
Pečenje željeznog pirita (pirita).

Osnovna kemijska svojstva sumporovog dioksida

Sumporov dioksid je kemijski aktivan spoj. U redoks procesima ova tvar često djeluje kao redukcijsko sredstvo. Na primjer, kada molekularni brom stupi u interakciju sa sumpornim dioksidom, produkti reakcije su sumporna kiselina i bromovodik. Oksidirajuća svojstva SO 2 očituju se ako se ovaj plin propušta kroz sumporovodikovu vodu. Kao rezultat toga, sumpor se oslobađa, dolazi do samooksidacije-samoizlječenja: SO 2 + 2H 2 S \u003d 3S + 2H 2 O.

Sumporov dioksid pokazuje kisela svojstva. Odgovara jednoj od najslabijih i najnestabilnijih kiselina - sumpornoj. Ovaj spoj ne postoji u svom čistom obliku, moguće je otkriti kisela svojstva otopine sumporovog dioksida pomoću indikatora (lakmus postaje ružičast). Sumporna kiselina daje srednje soli - sulfite i kisele - hidrosulfite. Među njima su stabilni spojevi.

Proces oksidacije sumpora u dioksidu u heksavalentno stanje u sumpornom anhidridu je katalitički. Dobivena tvar se snažno otapa u vodi, reagira s molekulama H 2 O. Reakcija je egzotermna, nastaje sumporna kiselina, odnosno njezin hidratizirani oblik.

Praktična upotreba kiselog plina

Glavni proces za industrijsku proizvodnju sumporne kiseline, za koji je potreban element dioksid, ima četiri stupnja:

Dobivanje sumpor-dioksida spaljivanjem sumpora u posebnim pećima.
Pročišćavanje dobivenog sumpor-dioksida od svih vrsta nečistoća.
Daljnja oksidacija u heksavalentni sumpor u prisutnosti katalizatora.
Apsorpcija sumpor trioksida vodom.

Prije se gotovo sav sumporov dioksid potreban za proizvodnju sumporne kiseline u industrijskim razmjerima dobivao prženjem pirita kao nusproizvoda u proizvodnji čelika. Nove vrste prerade metalurških sirovina koriste manje izgaranja rude. Stoga je glavni polazni materijal za proizvodnju sumporne kiseline u posljednjih godina postao prirodni sumpor. Značajne svjetske rezerve ove sirovine, njezina dostupnost omogućuju organiziranje velike prerade.

Sumpor dioksid se široko koristi ne samo u kemijskoj industriji, već iu drugim sektorima gospodarstva. Tekstilne tvornice koriste ovu tvar i proizvode njezine kemijske interakcije za izbjeljivanje svilenih i vunenih tkanina. Ovo je jedna od vrsta izbjeljivanja bez klora, u kojoj se vlakna ne uništavaju.

Sumpor dioksid ima izvrsna dezinfekcijska svojstva, koji se koristi u borbi protiv gljivica i bakterija. Sumpor dioksid se koristi za fumigaciju poljoprivrednih skladišta, vinskih bačava i podruma. Koristi ga SO 2 in Industrija hrane kao konzervans i antibakterijski agens. Dodajte ga u sirupe, natopite svježe voće. Sulfitizacija
sok šećerne repe obezbojava i dezinficira sirovine. Konzervirano pire od povrća a sokovi također sadrže sumporov dioksid kao antioksidans i konzervans.

Oksidacijsko stanje +4 za sumpor je prilično stabilno i očituje se u SHal 4 tetrahalidima, SOHal 2 oksodihalidima, SO 2 dioksidu i njihovim odgovarajućim anionima. Upoznat ćemo se sa svojstvima sumporovog dioksida i sumporne kiseline.

1.11.1. Sumporov oksid (IV) Struktura molekule so2

Struktura molekule SO 2 slična je strukturi molekule ozona. Atom sumpora je u stanju sp 2 hibridizacije, oblik orbitala je pravilan trokut, oblik molekule je kutan. Atom sumpora ima nepodijeljeni elektronski par. Duljina S-O veze je 0,143 nm, kut veze je 119,5°.

Struktura odgovara sljedećim rezonantnim strukturama:

Za razliku od ozona, mnogostrukost S–O veze je 2, tj. prva rezonancijska struktura daje glavni doprinos. Molekulu karakterizira visoka toplinska stabilnost.

Fizička svojstva

U normalnim uvjetima, sumpor dioksid ili sumpor dioksid je bezbojni plin oštrog zagušljivog mirisa, talište -75 °C, vrelište -10 °C. Dobro otopimo u vodi, na 20 °C u 1 volumenu vode otopljeno je 40 volumena sumpor-dioksida. Otrovni plin.

Kemijska svojstva sumporovog oksida (IV)

Sumpor dioksid je vrlo reaktivan. Sumporov dioksid je kiseli oksid. Prilično je topiv u vodi uz stvaranje hidrata. Također djelomično stupa u interakciju s vodom, stvarajući slabu sumpornu kiselinu, koja nije izolirana pojedinačno:

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

Kao rezultat disocijacije nastaju protoni, pa otopina ima kiseli okoliš.

Kada se plinoviti sumpor dioksid propušta kroz otopinu natrijevog hidroksida, nastaje natrijev sulfit. Natrijev sulfit reagira s viškom sumporovog dioksida i nastaje natrijev hidrosulfit:

2NaOH + SO2 = Na2S03 + H20;

Na 2 SO 3 + SO 2 \u003d 2NaHSO 3.

Sumporov dioksid karakterizira redoks dualnost, na primjer, on, pokazujući redukcijska svojstva, obezbojava bromsku vodu:

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

i otopina kalijevog permanganata:

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

oksidira kisikom u sumporni anhidrid:

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

Pokazuje oksidirajuća svojstva u interakciji s jakim redukcijskim agensima, na primjer:

SO 2 + 2CO \u003d S + 2CO 2 (na 500 ° C, u prisutnosti Al 2 O 3);

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

Proizvodnja sumporovog oksida (IV)

Spaljivanje sumpora u zraku

S + O 2 \u003d SO 2.

Oksidacija sulfida

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

Djelovanje jakih kiselina na sulfite metala

Na2SO3 + 2H2SO4 \u003d 2NaHSO4 + H2O + SO2.

1.11.2. Sumporna kiselina i njene soli

Otapanjem sumpordioksida u vodi nastaje slaba sumporna kiselina, glavnina otopljenog SO 2 je u obliku hidratiziranog oblika SO 2 H 2 O, pri hlađenju se oslobađa i kristalni hidrat, samo mali dio molekula sumporne kiseline disocira na sulfitne i hidrosulfitne ione. U slobodnom stanju kiselina nije izolirana.

Budući da je dvobazna, tvori dvije vrste soli: srednje - sulfite i kisele - hidrosulfite. U vodi se otapaju samo sulfiti alkalnih metala i hidrosulfiti zemnoalkalijskih i zemnoalkalijskih metala.

4.doc

Sumpor. Sumporovodik, sulfidi, hidrosulfidi. Sumporni (IV) i (VI) oksidi. Sumporne i sumporne kiseline i njihove soli. Esteri sumporne kiseline. Natrijev tiosulfat

4.1. Sumpor

Sumpor je jedan od rijetkih kemijskih elemenata koji ljudi koriste već nekoliko tisućljeća. Široko je rasprostranjen u prirodi i javlja se u slobodnom stanju (samorodni sumpor) iu spojevima. Minerali koji sadrže sumpor mogu se podijeliti u dvije skupine - sulfidi (piriti, sjaji, mješavine) i sulfati. Prirodni sumpor se u velikim količinama nalazi u Italiji (otok Sicilija) i SAD-u. U ZND-u postoje nalazišta prirodnog sumpora u regiji Volge, u državama Srednja Azija, na Krimu i drugim regijama.

Minerali prve skupine uključuju olovni sjaj PbS, bakreni sjaj Cu 2 S, srebrni sjaj - Ag 2 S, mješavinu cinka - ZnS, kadmijevu mješavinu - CdS, pirit ili željezni pirit - FeS 2, halkopirit - CuFeS 2, cinobar - HgS .

U minerale druge skupine spadaju gips CaSO 4 2H 2 O, mirabilit (Glauberova sol) - Na 2 SO 4 10H 2 O, ki-serit - MgSO 4 H 2 O.

Sumpor se nalazi u organizmima životinja i biljaka, jer je dio proteinskih molekula. Organski spojevi sumpora nalaze se u ulju.

Priznanica

1. Prilikom primanja sumpora od prirodni spojevi, na primjer, iz sumpornih pirita, zagrijava se na visoke temperature. Sumporni pirit se razgrađuje stvaranjem željezovog (II) sulfida i sumpora:

2. Sumpor se može dobiti oksidacijom sumporovodika s nedostatkom kisika prema reakciji:

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

3. Trenutno je uobičajeno dobivanje sumpora redukcijom ugljika sumporovog dioksida SO 2 - nusproizvoda u topljenju metala iz sumpornih ruda:

SO 2 + C \u003d CO 2 + S

4. Otpadni plinovi iz metalurških i koksnih peći sadrže mješavinu sumporovog dioksida i sumporovodika. Ova smjesa se propušta na visokoj temperaturi preko katalizatora:

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

^ Fizička svojstva

Sumpor je krhka krutina limun žuta. Praktički je netopiv u vodi, ali vrlo topiv u ugljičnom disulfidu CS 2 anilinu i nekim drugim otapalima.

Loš provodnik topline i struja. Sumpor stvara nekoliko alotropskih modifikacija:

1 . ^ Rombični sumpor (najstabilniji), kristali imaju oblik oktaedra.

Zagrijavanjem sumpora mijenja se njegova boja i viskoznost: prvo nastaje svijetložuta, a zatim s porastom temperature potamni i postaje toliko viskozna da ne istječe iz epruvete, daljnjim zagrijavanjem viskoznost opada. ponovno, a na 444,6 °C sumpor ključa.

2. ^ Monoklinski sumpor - modifikacija u obliku tamnožutih igličastih kristala, dobivenih polaganim hlađenjem rastaljenog sumpora.

3. Plastični sumpor nastala kada se ulije sumpor zagrijan do vrenja hladna voda. Lako se rasteže poput gume (vidi sl. 19).

Prirodni sumpor se sastoji od mješavine četiri stabilna izotopa: 32 16 S, 33 16 S, 34 16 S, 36 16 S.

^ Kemijska svojstva

Atom sumpora, koji ima nedovršeni vanjski razina energije, može dodati dva elektrona i pokazati stupanj

Oksidacija -2. Ovaj stupanj oksidacije sumpor pokazuje u spojevima s metalima i vodikom (Na 2 S, H 2 S). Prilikom davanja ili povlačenja elektrona atomu elektronegativnijeg elementa, oksidacijsko stanje sumpora može biti +2, +4, +6.

Na hladnoći je sumpor relativno inertan, ali s porastom temperature njegova reaktivnost raste. 1. S metalima, sumpor pokazuje oksidirajuća svojstva. Tijekom ovih reakcija nastaju sulfidi (ne reagiraju sa zlatom, platinom i iridijem): Fe + S = FeS

2. U normalnim uvjetima, sumpor ne stupa u interakciju s vodikom, a na 150-200 ° C dolazi do reverzibilne reakcije:

3. U reakcijama s metalima i vodikom, sumpor se ponaša kao tipično oksidacijsko sredstvo, a u prisutnosti jakih oksidacijskih sredstava pokazuje redukcijska svojstva.

S + 3F 2 \u003d SF 6 (ne reagira s jodom)

4. Izgaranje sumpora u kisiku se odvija pri 280°C, a u zraku na 360°C. Time nastaje mješavina SO 2 i SO 3:

S + O 2 = SO 2 2S + 3O 2 = 2SO 3

5. Kada se zagrijava bez pristupa zraka, sumpor se izravno spaja s fosforom, ugljikom, pokazujući oksidirajuća svojstva:

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

6. Prilikom interakcije sa složene tvari sumpor se prvenstveno ponaša kao redukcijsko sredstvo:

7. Sumpor je sposoban za disproporcionalne reakcije. Dakle, kada se sumporni prah kuha s lužinama, nastaju sulfiti i sulfidi:

Primjena

Sumpor se široko koristi u industriji i poljoprivredi. Otprilike polovica njegove proizvodnje koristi se za proizvodnju sumporne kiseline. Za vulkanizaciju gume koristi se sumpor, koji gumu pretvara u gumu.

U obliku sumporne boje (fini prah), sumpor se koristi za suzbijanje bolesti vinograda i pamuka. Koristi se za dobivanje baruta, šibica, svjetlećih sastava. U medicini se za liječenje kožnih bolesti pripremaju sumporne masti.

4.2. Sumporovodik, sulfidi, hidrosulfidi

Sumporovodik je analogan vodi. Njegova elektronička formula

To pokazuje u obrazovanju H-S-H veze uključena dva p-elektrona vanjska razina atom sumpora. Molekula H 2 S ima kutni oblik, pa je polarna.

^ Biti u prirodi

Sumporovodik se prirodno nalazi u vulkanskim plinovima i u vodama nekih mineralnih izvora, kao što su Pyatigorsk, Matsesta. Nastaje tijekom propadanja organskih tvari koje sadrže sumpor raznih životinjskih i biljnih ostataka. Ovo objašnjava karakteristiku loš miris Otpadne vode, septičke jame i smetlišta.

Priznanica

1. Sumporovodik se može dobiti izravnim spajanjem sumpora s vodikom kada se zagrijava:

2. Ali obično se dobiva djelovanjem razrijeđene klorovodične ili sumporne kiseline na željezov (III) sulfid:

2HCl+FeS=FeCl 2 +H 2 S 2H + +FeS=Fe 2+ +H 2 S Ova se reakcija često provodi u Kipp aparatu.

^ Fizička svojstva

U normalnim uvjetima, sumporovodik je bezbojni plin s jakim karakterističnim mirisom pokvarenih jaja. Vrlo otrovan, kada se udiše, veže se na hemoglobin, uzrokujući paralizu, što nije neuobičajeno.

Ko vodi u smrt. Manje opasno u niskim koncentracijama. Moraš raditi s njim nape ili s hermetički zatvorenim uređajima. Dopušteni sadržaj H 2 S in industrijskih prostorija iznosi 0,01 mg na 1 litru zraka.

Sumporovodik je relativno dobro topiv u vodi (na 20°C, 2,5 volumena sumporovodika otopljeno je u 1 volumenu vode).

Otopina sumporovodika u vodi naziva se sumporovodikova voda ili sumporovodikova kiselina (pokazuje svojstva slabe kiseline).

^ Kemijska svojstva

1, S jakim zagrijavanjem, sumporovodik se gotovo potpuno razgrađuje s stvaranjem sumpora i vodika.

2. Plinoviti sumporovodik gori u zraku s plavim plamenom da nastane sumporov oksid (IV) i voda:

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

S nedostatkom kisika nastaju sumpor i voda: 2H 2 S + O 2 \u003d 2S + 2H 2 O

3. Sumporovodik je prilično jak redukcijski agens. Ovo njegovo važno kemijsko svojstvo može se objasniti na sljedeći način. U otopini H 2 S relativno je lako donirati elektrone molekulama kisika zraka:

Istodobno, kisik iz zraka oksidira sumporovodik u sumpor, što čini sumporovodičnu vodu zamućenom:

2H 2 S + O 2 \u003d 2S + 2H 2 O

To također objašnjava činjenicu da se sumporovodik ne nakuplja u vrlo velikim količinama u prirodi tijekom raspadanja organskih tvari – atmosferski kisik ga oksidira u slobodni sumpor.

4, Sumporovodik snažno reagira s halogenim otopinama, na primjer:

H 2 S+I 2 =2HI+S Oslobađa se sumpor i otopina joda mijenja boju.

5. Razna oksidirajuća sredstva snažno reagiraju sa sumporovodikom: pod djelovanjem dušična kiselina nastaje slobodni sumpor.

6. Otopina sumporovodika ima kiselu reakciju zbog disocijacije:

H 2 SH + +HS - HS - H + +S -2

Obično dominira prva faza. To je vrlo slaba kiselina: slabija od ugljične, koja obično istiskuje H 2 S iz sulfida.

Sulfidi i hidrosulfidi

Sumporovodična kiselina, kao dvobazna, tvori dvije serije soli:

Srednji - sulfidi (Na 2 S);

Kiseli - hidrosulfidi (NaHS).

Ove soli se mogu dobiti: - interakcijom hidroksida sa sumporovodikom: 2NaOH + H 2 S = Na 2 S + 2H 2 O

Izravnom interakcijom sumpora s metalima:

Reakcija razmjene soli s H 2 S ili između soli:

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 +

Gotovo svi hidrosulfidi su vrlo topljivi u vodi.

Sulfidi alkalijskih i zemnoalkalijskih metala također su lako topljivi u vodi, bezbojni.

Sulfidi teških metala su praktički netopivi ili slabo topljivi u vodi (FeS, MnS, ZnS); neki od njih se ne otapaju u razrijeđenim kiselinama (CuS, PbS, HgS).

Kao soli slabe kiseline, sulfidi u vodenim otopinama su visoko hidrolizirani. Na primjer, sulfidi alkalni metali kada su otopljeni u vodi, imaju alkalnu reakciju:

Na 2 S+HOHNaHS+NaOH

Svi sulfidi, kao i sam sumporovodik, energetski su redukcijski agensi:

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

Neki sulfidi imaju karakterističnu boju: CuS i PbS - crna, CdS - žuta, ZnS - bijela, MnS - ružičasta, SnS - smeđa, Al 2 S 3 - narančasta. Kvalitativna analiza kationa temelji se na različitoj topljivosti sulfida i različitim bojama mnogih od njih.

^ 4.3. Sumpor(IV) oksid i sumporna kiselina

Sumporov oksid (IV), ili sumpor dioksid, u normalnim uvjetima, bezbojni plin oštrog zagušljivog mirisa. Kada se ohladi na -10°C, ukapljuje se u bezbojnu tekućinu.

Priznanica

1. U laboratorijskim uvjetima, sumpor oksid (IV) se dobiva iz soli sumporne kiseline djelovanjem jakih kiselina na njih:

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 + \u003d 2SO2 +2H2O

2. Također, sumpor dioksid nastaje interakcijom koncentrirane sumporne kiseline kada se zagrijava s nisko aktivnim metalima:

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

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

3. Sumporov oksid (IV) također nastaje kada se sumpor izgara u zraku ili kisiku:

4. U industrijskim uvjetima, SO 2 se dobiva prženjem pirita FeS 2 ili sumpornih ruda obojenih metala (cinkova mješavina ZnS, olovnog sjaja PbS, itd.):

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

Strukturna formula molekule SO2:

U stvaranju veza u molekuli SO 2 sudjeluju četiri elektrona sumpora i četiri elektrona iz dva atoma kisika. Međusobno odbijanje veznih elektronskih parova i nedijeljenog elektronskog para sumpora daje molekuli kutni oblik.

Kemijska svojstva

1. Sumporov oksid (IV) pokazuje sva svojstva kiselih oksida:

Interakcija s vodom

Interakcija s alkalijama,

Interakcija s bazičnim oksidima.

2. Sumporov oksid (IV) karakteriziraju redukcijska svojstva:

S +4 O 2 +O 0 2 2S +6 O -2 3 (u prisutnosti katalizatora, kada se zagrijava)

Ali u prisutnosti jakih redukcijskih sredstava, SO 2 se ponaša kao oksidacijsko sredstvo:

Redox dualnost sumporovog oksida (IV) objašnjava se činjenicom da sumpor u sebi ima oksidacijsko stanje +4, pa se stoga može, dajući 2 elektrona, oksidirati u S +6, a primivši 4 elektrona, reducirati na S °. Manifestacija ovih ili drugih svojstava ovisi o prirodi komponente koja reagira.

Sumporov oksid (IV) je vrlo topiv u vodi (40 volumena SO 2 otopljeno je u 1 volumenu pri 20 °C). U ovom slučaju, sumporna kiselina postoji samo u vodenoj otopini:

SO 2 + H 2 OH 2 SO 3

Reakcija je reverzibilna. U vodenoj otopini nalaze se sumporov oksid (IV) i sumporna kiselina kemijska ravnoteža, koji se može pomicati. Kod vezanja H 2 SO 3 (neutralizacija kiseline

Vi) reakcija teče prema stvaranju sumporne kiseline; pri uklanjanju SO 2 (puhanje kroz otopinu dušika ili zagrijavanje), reakcija se nastavlja prema polaznim materijalima. U otopini sumporne kiseline uvijek postoji sumporov oksid (IV) koji joj daje oštar miris.

Sumporna kiselina ima sva svojstva kiselina. U otopini se rastavlja u koracima:

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

Toplinski nestabilan, hlapljiv. Sumporna kiselina, kao dvobazna kiselina, tvori dvije vrste soli:

Srednji - sulfiti (Na 2 SO 3);

Kiseli - hidrosulfiti (NaHSO 3).

Sulfiti nastaju kada se kiselina potpuno neutralizira alkalijom:

H2SO3 + 2NaOH \u003d Na2SO3 + 2H2O

Hidrosulfiti se dobivaju s nedostatkom lužine:

H2SO3 + NaOH \u003d NaHS03 + H2O

Sumporna kiselina i njezine soli imaju i oksidirajuća i redukcijska svojstva, što je određeno prirodom reakcijskog partnera.

1. Dakle, pod djelovanjem kisika, sulfiti se oksidiraju u sulfate:

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

Oksidacija sumporne kiseline bromom i kalijevim permanganatom odvija se još lakše:

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. U prisutnosti energičnijih redukcijskih sredstava, sulfiti pokazuju oksidirajuća svojstva:

Soli sumporne kiseline otapaju gotovo sve hidrosulfite i sulfite alkalnih metala.

3. Budući da je H 2 SO 3 slaba kiselina, djelovanjem kiselina na sulfite i hidrosulfite oslobađa se SO 2. Ova metoda se obično koristi pri dobivanju SO2 u laboratorijskim uvjetima:

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

4. Sulfiti topljivi u vodi lako se hidroliziraju, zbog čega se u otopini povećava koncentracija OH - - iona:

Na 2 SO 3 + NOHNaHSO 3 + NaOH

Primjena

Sumporov oksid (IV) i sumporna kiselina obezbojavaju mnoge boje, tvoreći s njima bezbojne spojeve. Potonji se može ponovno raspasti kada se zagrije ili na svjetlu, zbog čega se obnavlja boja. Stoga se izbjeljujuće djelovanje SO 2 i H 2 SO 3 razlikuje od izbjeljivanja klora. Obično sumpor (IV) roksid izbjeljuje vunu, svilu i slamu.

Sumporov oksid (IV) ubija mnoge mikroorganizme. Stoga za uništavanje gljivica plijesni fumigiraju vlažne podrume, podrume, vinske bačve itd. Također se koristi u transportu i skladištenju voća i bobičastog voća. U velikim količinama, sumporov oksid IV) koristi se za proizvodnju sumporne kiseline.

Važna primjena pronalazi otopinu kalcijevog hidrosulfita CaHSO 3 (sulfitna tekućina), koja se koristi za obradu drva i papirne mase.

^ 4.4. Sumpor(VI) oksid. Sumporne kiseline

Sumporov oksid (VI) (vidi tablicu. 20) je bezbojna tekućina koja se skrutne na temperaturi od 16,8 °C u čvrstu kristalnu masu. Vrlo snažno apsorbira vlagu, stvarajući sumpornu kiselinu: SO 3 + H 2 O \u003d H 2 SO 4

Tablica 20. Svojstva sumpornih oksida

Otapanje sumpornih oksida (VI) u vodi popraćeno je oslobađanjem značajne količine topline.

Sumporov oksid (VI) je vrlo topiv u koncentriranoj sumpornoj kiselini. Otopina SO3 u bezvodnoj kiselini naziva se oleum. Oleumi mogu sadržavati do 70% SO 3 .

Priznanica

1. Sumporov oksid (VI) nastaje oksidacijom sumporovog dioksida atmosferskim kisikom u prisutnosti katalizatora na temperaturi od 450 °C (vidi. Dobivanje sumporne kiseline):

2SO 2 +O 2 = 2SO 3

2. Drugi način oksidacije SO 2 u SO 3 je korištenje dušikovog oksida (IV) kao oksidacijskog sredstva:

Nastali dušikov oksid (II) pri interakciji s atmosferskim kisikom lako i brzo se pretvara u dušikov oksid (IV): 2NO + O 2 = 2NO 2

Što se opet može koristiti u oksidaciji SO 2 . Stoga NO 2 djeluje kao prijenosnik kisika. Ova metoda oksidacije SO 2 u SO 3 naziva se dušičnom. Molekula SO 3 ima oblik trokuta, u čijem središtu

Atom sumpora se nalazi:

Ova struktura je posljedica međusobnog odbijanja vezanih elektronskih parova. Atom sumpora je osigurao šest vanjskih elektrona za njihovo stvaranje.

Kemijska svojstva

1. SO 3 je tipičan kiseli oksid.

2. Sumporov oksid (VI) ima svojstva jakog oksidacijskog sredstva.

Primjena

Sumporov oksid (VI) se koristi za proizvodnju sumporne kiseline. Najviša vrijednost Ima kontaktna metoda primanje

Sumporne kiseline. Ovom metodom možete dobiti H 2 SO 4 bilo koje koncentracije, kao i oleum. Proces se sastoji od tri faze: dobivanje SO 2 ; oksidacija SO2 u SO3; dobivanje H 2 SO 4 .

SO 2 se dobiva pečenjem pirita FeS 2 u posebnim pećima: 4FeS 2 + 11O 2 \u003d 2Fe 2 O 3 + 8SO 2

Za ubrzanje pečenja pirit se prethodno drobi, a za potpunije izgaranje sumpora uvodi se mnogo više zraka (kisika) nego što je potrebno za reakciju. Plin koji izlazi iz peći sastoji se od sumporovog oksida (IV), kisika, dušika, spojeva arsena (od nečistoća u piritima) i vodene pare. Zove se plin za pečenje.

Plin za pečenje se temeljito čisti, jer čak i mali sadržaj spojeva arsena, kao i prašina i vlaga, truje katalizator. Plin se pročišćava od spojeva arsena i prašine propuštanjem kroz posebne elektrofiltere i toranj za pranje; vlaga se apsorbira koncentriranom sumpornom kiselinom u tornju za sušenje. Pročišćeni plin koji sadrži kisik zagrijava se u izmjenjivaču topline do 450°C i ulazi u kontaktni aparat. Unutar kontaktnog aparata nalaze se rešetkaste police ispunjene katalizatorom.

Prije se kao katalizator koristila fino usitnjena metalna platina. Nakon toga su ga zamijenili spojevi vanadija - vanadijev (V) oksid V 2 O 5 ili vanadil sulfat VOSO 4, koji su jeftiniji od platine i sporije truju.

Reakcija oksidacije SO 2 u SO 3 je reverzibilna:

2SO 2 + O 2 2SO 3

Povećanje sadržaja kisika u plinu za pečenje povećava prinos sumporovog oksida (VI): na temperaturi od 450°C obično doseže 95% ili više.

Rezultirajući sumporov oksid (VI) se zatim u suprotnom smjeru dovodi u apsorpcijski toranj, gdje ga apsorbira koncentrirana sumporna kiselina. Kako se zasićuje, prvo nastaje bezvodna sumporna kiselina, a zatim oleum. Nakon toga, oleum se razrijedi do 98% sumporne kiseline i isporučuje potrošačima.

Strukturna formula sumporne kiseline:

^ Fizička svojstva

Sumporna kiselina je teška bezbojna uljasta tekućina koja kristalizira na +10,4 °C, gotovo dva puta ( \u003d 1,83 g / cm 3) je teži od vode, bez mirisa, nehlapljiv. Izuzetno gigroskopski. Apsorbira vlagu uz oslobađanje velike količine topline, tako da ne možete dodati vodu u koncentriranu sumpornu kiselinu - kiselina će prskati. Za vremena-

Dodatke sumporne kiseline treba dodati u malim obrocima u vodu.

Bezvodna sumporna kiselina otapa do 70% sumpornog oksida (VI). Kada se zagrije, odvaja se SO 3 dok se ne formira otopina s masenim udjelom H 2 SO 4 98,3%. Bezvodni H 2 SO 4 gotovo ne provodi električnu struju.

^ Kemijska svojstva

1. Miješa se s vodom u bilo kojem omjeru i stvara hidrate različitog sastava:

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 4 H 2 O, H 2 SO 4 6,5 H 2 O

2. Koncentrirana sumporna kiselina karbonizira organske tvari - šećer, papir, drvo, vlakna, uzimajući iz njih elemente vode:

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

Dobiveni ugljen djelomično interagira s kiselinom:

Sušenje plinova temelji se na apsorpciji vode sumpornom kiselinom.

Kako jaka nehlapljiva kiselina H 2 SO 4 istiskuje druge kiseline iz suhih soli:

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

Međutim, ako otopinama soli dodate H 2 SO 4, onda se ne događa istiskivanje kiselina.

H 2 SO 4 - jaka dvobazna kiselina: H 2 SO 4 H + + HSO - 4 HSO - 4 H + + SO 2- 4

Ima sva svojstva nehlapljivih jakih kiselina.

Razrijeđenu sumpornu kiselinu karakteriziraju sva svojstva neoksidirajućih kiselina. Naime: u interakciji je s metalima koji su u elektrokemijskom nizu napona metala do vodika:

Interakcija s metalima je posljedica redukcije vodikovih iona.

6. Koncentrirana sumporna kiselina je snažno oksidacijsko sredstvo. Zagrijavanjem oksidira većinu metala, uključujući i one koji stoje u elektrokemijskom nizu napona nakon vodika.Ne reagira samo s platinom i zlatom. Ovisno o aktivnosti metala, S -2 , S° i S +4 mogu se koristiti kao redukcijski proizvodi.

Na hladnom, koncentrirana sumporna kiselina ne komunicira s tako jakim metalima kao što su aluminij, željezo, krom. To je zbog pasivizacije metala. Ova se značajka naširoko koristi pri transportu u željeznoj posudi.

Međutim, kada se zagrije:

Dakle, koncentrirana sumporna kiselina u interakciji s metalima reducira atome sredstva za stvaranje kiseline.

Kvalitativna reakcija na sulfatni ion SO 2-4 je stvaranje bijelog kristalnog taloga BaSO 4, netopivog u vodi i kiselinama:

SO 2- 4 + Ba +2 BaSO 4 

Primjena

Sumporna kiselina je najvažniji proizvod glavna kemijska industrija koja se bavi proizvodnjom ne-

organske kiseline, lužine, soli, mineralna gnojiva i klora.

Po raznolikosti primjene, sumporna kiselina zauzima prvo mjesto među kiselinama. Najveći broj koristi se za dobivanje fosfornih i dušičnih gnojiva. Budući da je nehlapljiva, sumporna kiselina se koristi za dobivanje drugih kiselina - klorovodične, fluorovodične, fosforne i octene.

Mnogo toga ide na pročišćavanje naftnih derivata - benzina, kerozina, ulja za podmazivanje - od štetne nečistoće. U strojarstvu se sumporna kiselina koristi za čišćenje metalne površine od oksida prije nanošenja premaza (niklanje, kromiranje itd.). Sumporna kiselina se koristi u proizvodnji eksploziva, umjetnih vlakana, bojila, plastike i mnogih drugih. Koristi se za punjenje baterija.

Važne su soli sumporne kiseline.

^ Natrijev sulfat Na 2 SO 4 kristalizira iz vodenih otopina u obliku Na 2 SO 4 10H 2 O hidrata, koji se naziva Glauberova sol. Koristi se u medicini kao laksativ. Bezvodni natrijev sulfat koristi se u proizvodnji sode i stakla.

^ Amonijev sulfat(NH 4) 2 SO 4 - dušično gnojivo.

kalijev sulfat K 2 SO 4 - potašno gnojivo.

kalcijev sulfat CaSO 4 se u prirodi javlja u obliku minerala gipsa CaSO 4 2H 2 O. Zagrijavanjem na 150 °C gubi dio vode i pretvara se u hidrat sastava 2CaSO 4 H 2 O, koji se naziva spaljeni gips, odn. alabaster. Alabaster, kada se pomiješa s vodom u tijesto od mase, nakon nekog vremena ponovno stvrdne, pretvarajući se u CaSO 4 2H 2 O. Gips se široko koristi u građevinarstvu (gips).

^ Magnezijev sulfat MgSO 4 se nalazi u morskoj vodi, što uzrokuje njen gorak okus. Kristalni hidrat, nazvan gorka sol, koristi se kao laksativ.

vitriol- tehnički naziv kristalnih sulfata metala Fe, Cu, Zn, Ni, Co (dehidrirane soli nisu vitriol). plavi vitriol CuSO 4 5H 2 O - otrovna tvar plave boje. Biljke se prskaju razrijeđenom otopinom, a sjeme se zacijepi prije sjetve. tintni kamen FeSO 4 7H 2 O je svijetlozelena tvar. Koristi se za suzbijanje biljnih štetnika, pripremu tinte, mineralnih boja itd. Cink vitriol ZnSO 4 7H 2 O koristi se u proizvodnji mineralnih boja, u tiskarstvu i medicini.

^ 4.5. Esteri sumporne kiseline. Natrijev tiosulfat

Esteri sumporne kiseline uključuju dialkil sulfate (RO 2)SO 2 . To su tekućine visokog ključanja; donji su topljivi u vodi; u prisutnosti lužina stvaraju alkohol i soli sumporne kiseline. Niži dialkil sulfati su alkilirajuća sredstva.

dietil sulfat(C2H5)2SO4. Talište -26°C, vrelište 210°C, topljivo u alkoholima, netopivo u vodi. Dobiva se interakcijom sumporne kiseline s etanolom. To je etilno sredstvo u organskoj sintezi. Prodire kroz kožu.

dimetil sulfat(CH3)2SO4. Talište -26,8°C, vrelište 188,5°C. Otapajmo u alkoholima, loše je – u vodi. Reagira s amonijakom u odsutnosti otapala (eksplozivno); sulfonira neke aromatske spojeve, kao što su fenolni esteri. Dobiva se interakcijom 60% oleuma s metanolom na 150 ° C. To je sredstvo za metiliranje u organskoj sintezi. Karcinogen, utječe na oči, kožu, dišne organe.

^ Natrijev tiosulfat Na 2 S 2 O 3

Sol tiosumporne kiseline, u kojoj dva atoma sumpora imaju različita oksidacijska stanja: +6 i -2. Kristalna tvar, vrlo topljiva u vodi. Proizvodi se u obliku kristalnog hidrata Na 2 S 2 O 3 5H 2 O, koji se obično naziva hiposulfit. Dobiva se interakcijom natrijevog sulfita sa sumporom tijekom ključanja:

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

Kao i tiosumporna kiselina, jako je redukcijsko sredstvo. Lako se oksidira klorom u sumpornu kiselinu:

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

Na toj se reakciji temeljila uporaba natrijevog tiosulfata za apsorpciju klora (u prvim plinskim maskama).

Natrijev tiosulfat oksidira se nešto drugačije od slabih oksidacijskih sredstava. U tom slučaju nastaju soli tetrationske kiseline, na primjer:

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

Natrijev tiosulfat je nusproizvod u proizvodnji NaHSO 3 , sumpornih boja, u pročišćavanju industrijskih plinova od sumpora. Koristi se za uklanjanje tragova klora nakon izbjeljivanja tkanina, za vađenje srebra iz ruda; je fiksator u fotografiji, reagens u jodometriji, protuotrov za trovanje arsenom, spojevima žive, protuupalno sredstvo.

Sumpor(IV) oksid i sumporna kiselina

Sumporov oksid (IV), ili sumpor dioksid, u normalnim uvjetima, bezbojni plin oštrog zagušljivog mirisa. Kada se ohladi na -10°C, ukapljuje se u bezbojnu tekućinu.

Priznanica

1. U laboratorijskim uvjetima, sumpor oksid (IV) se dobiva iz soli sumporne kiseline djelovanjem jakih kiselina na njih:

Na 2 SO 3 + H 2 SO 4 = 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 2S02 + 2H2O

2. Također, sumpor dioksid nastaje interakcijom koncentrirane sumporne kiseline kada se zagrijava s nisko aktivnim metalima:

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

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

3. Sumporov oksid (IV) također nastaje kada se sumpor izgara u zraku ili kisiku:

4. U industrijskim uvjetima, SO 2 se dobiva prženjem pirita FeS 2 ili sumpornih ruda obojenih metala (cinkova mješavina ZnS, olovnog sjaja PbS, itd.):

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

Strukturna formula molekule SO2:

Četiri elektrona sumpora i četiri elektrona iz dva atoma kisika sudjeluju u stvaranju veza u molekuli SO 2. Međusobno odbijanje veznih elektronskih parova i nepodijeljenog elektronskog para sumpora daje molekuli kutni oblik.

Kemijska svojstva

1. Sumporov oksid (IV) pokazuje sva svojstva kiselih oksida:

Interakcija s vodom

Interakcija s alkalijama,

Interakcija s bazičnim oksidima.

2. Sumporov oksid (IV) karakteriziraju redukcijska svojstva:

S +4 O 2 + O 0 2 "2S +6 O -2 3 (u prisutnosti katalizatora, kada se zagrijava)

Ali u prisutnosti jakih redukcijskih sredstava, SO 2 se ponaša kao oksidacijsko sredstvo:

Sumporov oksid (IV) je vrlo topiv u vodi (40 volumena SO 2 otopljeno je u 1 volumenu pri 20 °C). U ovom slučaju, sumporna kiselina postoji samo u vodenoj otopini:

SO 2 + H 2 O "H 2 SO 3

Reakcija je reverzibilna. U vodenoj otopini sumporov oksid (IV) i sumporna kiselina su u kemijskoj ravnoteži, koja se može istisnuti. Kod vezanja H 2 SO 3 (neutralizacija kiseline

u) reakcija teče prema stvaranju sumporne kiseline; pri uklanjanju SO 2 (puhanje kroz otopinu dušika ili zagrijavanje), reakcija se nastavlja prema polaznim materijalima. Otopina sumporne kiseline uvijek sadrži sumporov oksid (IV) koji joj daje oštar miris.

Sumporna kiselina ima sva svojstva kiselina. Disocira u otopini postupno:

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

Toplinski nestabilan, hlapljiv. Sumporna kiselina, kao dvobazna kiselina, tvori dvije vrste soli:

Srednji - sulfiti (Na 2 SO 3);

Kiseli - hidrosulfiti (NaHSO 3).

Sulfiti nastaju kada se kiselina potpuno neutralizira alkalijom:

H2SO3 + 2NaOH \u003d Na2SO3 + 2H2O

Hidrosulfiti se dobivaju s nedostatkom lužine:

H2SO3 + NaOH \u003d NaHS03 + H2O

Sumporna kiselina i njezine soli imaju i oksidirajuća i redukcijska svojstva, što je određeno prirodom reakcijskog partnera.

1. Dakle, pod djelovanjem kisika, sulfiti se oksidiraju u sulfate:

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

Oksidacija sumporne kiseline bromom i kalijevim permanganatom odvija se još lakše:

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. U prisutnosti energičnijih redukcijskih sredstava, sulfiti pokazuju oksidirajuća svojstva:

Soli sumporne kiseline otapaju gotovo sve hidrosulfite i sulfite alkalnih metala.

3. Budući da je H 2 SO 3 slaba kiselina, djelovanjem kiselina na sulfite i hidrosulfite oslobađa se SO 2. Ova metoda se obično koristi pri dobivanju SO 2 u laboratoriju:

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

4. Sulfiti topljivi u vodi lako se hidroliziraju, zbog čega se u otopini povećava koncentracija OH - - iona:

Na 2 SO 3 + NON "NaHSO 3 + NaOH

Primjena

Sumporov oksid (IV) i sumporna kiselina obezbojavaju mnoge boje, tvoreći s njima bezbojne spojeve. Potonji se može ponovno raspasti kada se zagrije ili na svjetlu, zbog čega se obnavlja boja. Stoga se učinak izbjeljivanja SO 2 i H 2 SO 3 razlikuje od učinka izbjeljivanja klora. Obično sumpor (IV) roksid izbjeljuje vunu, svilu i slamu.

Važna primjena je otopina kalcijevog hidrosulfita CaHSO 3 (sulfitna tekućina) koja se koristi za obradu drva i papirne mase.