Pirita oxid de sulf 4. Dioxid de sulf - proprietăți fizice, producție și aplicare

Oxidul de sulf (IV) are proprietăți acide, care se manifestă în reacții cu substanțe care prezintă proprietăți de bază. Proprietățile acide se manifestă atunci când interacționează cu apa. În acest caz, se formează o soluție de acid sulfuric:

Starea de oxidare a sulfului în dioxidul de sulf (+4) determină proprietățile reducătoare și oxidante ale dioxidului de sulf:

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

oct: S+4 + 4e => S0

Proprietățile reducătoare se manifestă în reacții cu agenți oxidanți puternici: oxigen, halogeni, acid azotic, permanganat de potasiu și altele. De exemplu:

2SO2 + O2 = 2SO3

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

O20 + 4e => 2O-2 1

Cu agenți reducători puternici, gazul prezintă proprietăți oxidante. De exemplu, dacă amestecați dioxid de sulf și hidrogen sulfurat, atunci acestea interacționează în condiții normale:

2H2S + SO2 = 3S + 2H2O

S-2 - 2e => S0 2

S+4 + 4e => S0 1

Acidul sulfuros există numai în soluție. Este instabil și se descompune în dioxid de sulf și apă. Acidul sulfuros nu este un acid puternic. Este un acid de putere medie și se disociază în trepte. Când se adaugă alcalii la acidul sulfuric, se formează săruri. Acidul sulfuros dă două serii de săruri: mediu - sulfiți și acid - hidrosulfiți.

Oxid de sulf(VI).

Trioxidul de sulf prezintă proprietăți acide. Reacționează violent cu apa și se eliberează o cantitate mare de căldură. Această reacție este folosită pentru a obține cel mai important produs industria chimica- acid sulfuric.

SO3 + H2O = H2SO4

Deoarece sulful din trioxidul de sulf are cea mai mare stare de oxidare, oxidul de sulf(VI) prezintă proprietăți oxidante. De exemplu, oxidează halogenuri, nemetale cu electronegativitate scăzută:

2SO3 + C = 2SO2 + CO2

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

C0 - 4e => C+4 2

Acidul sulfuric reacţionează trei tipuri: acid-bazic, schimb ionic, redox. De asemenea, interacționează activ cu substanțele organice.

Reacții acido-bazice

Acidul sulfuric prezintă proprietăți acide în reacțiile cu baze și oxizi bazici. Aceste reacții sunt cel mai bine efectuate cu acid sulfuric diluat. În măsura în care acid sulfuric este dibazic, poate forma atat saruri medii (sulfati), cat si saruri acide (hidrosulfati).

Reacții de schimb ionic

Acidul sulfuric se caracterizează prin reacții de schimb ionic. În același timp, interacționează cu soluțiile sărate, formând un precipitat, un acid slab sau eliberând un gaz. Aceste reacții se desfășoară într-un ritm mai rapid atunci când se utilizează acid sulfuric diluat de 45% sau chiar mai mult. Degajarea gazelor are loc în reacții cu sărurile acizilor instabili, care se descompun formând gaze (carbonice, sulfuroase, hidrogen sulfurat) sau formând acizi volatili, precum clorhidric.

Reacții redox

Acidul sulfuric își manifestă cel mai clar proprietățile în reacțiile redox, deoarece sulful din compoziția sa are cea mai mare stare de oxidare de +6. Proprietățile oxidante ale acidului sulfuric pot fi găsite în reacția, de exemplu, cu cuprul.

Există două elemente oxidante într-o moleculă de acid sulfuric: un atom de sulf cu S.O. +6 și ionii de hidrogen H+. Cuprul nu poate fi oxidat de hidrogen la starea de oxidare +1, dar sulful poate. Acesta este motivul oxidării unui metal inactiv precum cuprul cu acid sulfuric.

Dioxidul de sulf are o structură moleculară similară cu ozonul. Atomul de sulf din centrul moleculei este legat de doi atomi de oxigen. Acest produs gazos al oxidării sulfului este incolor, emite un miros înțepător și se condensează ușor într-un lichid limpede în condiții schimbătoare. Substanța este foarte solubilă în apă, are proprietăți antiseptice. LA cantitati mari primesc SO 2 în industria chimică și anume în ciclul de producere a acidului sulfuric. Gazul este utilizat pe scară largă pentru prelucrarea agriculturii și Produse alimentare, albirea tesaturilor in industria textila.

Denumiri sistematice și banale ale substanțelor

Este necesar să înțelegem varietatea de termeni legați de același compus. Nume oficial conexiuni, compoziție chimică care reflectă formula SO 2 - dioxid de sulf. IUPAC recomandă utilizarea acestui termen și a echivalentului său în limba engleză, Sulfur dioxide. Manualele pentru școli și universități menționează adesea o altă denumire - oxid de sulf (IV). Cifra romană dintre paranteze indică valența atomului S. Oxigenul din acest oxid este bivalent, iar numărul de oxidare al sulfului este +4. Literatura tehnică folosește termeni învechiți precum dioxidul de sulf, anhidrida acidului sulfuros (produsul deshidratării sale).

Compoziția și caracteristicile structurii moleculare a SO2

Molecula de SO 2 este formată dintr-un atom de sulf și doi atomi de oxigen. Există un unghi de 120° între legăturile covalente. În atomul de sulf are loc hibridizarea sp2 - norii de electroni s și doi p sunt aliniați ca formă și energie. Ei sunt implicați în educație. legătură covalentăîntre sulf și oxigen. În perechea O-S, distanța dintre atomi este de 0,143 nm. Oxigenul este mai electronegativ decât sulful, ceea ce înseamnă că perechile de electroni de legătură se deplasează din centru spre colțurile exterioare. Întreaga moleculă este și ea polarizată, polul negativ este atomii O, cel pozitiv este atomul S.

Unii parametri fizici ai dioxidului de sulf

Oxid de sulf cvadrivalent la rate normale mediu inconjurator păstrează o stare gazoasă de agregare. Formula dioxidului de sulf vă permite să determinați moleculara relativă și Masă molară: Mr(SO 2) \u003d 64,066, M \u003d 64,066 g / mol (poate fi rotunjit la 64 g / mol). Acest gaz este de aproape 2,3 ori mai greu decât aerul (M(aer) = 29 g/mol). Dioxidul are un miros specific ascuțit de sulf ars, care este greu de confundat cu oricare altul. Este neplăcut, irită membranele mucoase ale ochilor, provoacă tuse. Dar oxidul de sulf (IV) nu este la fel de toxic ca hidrogenul sulfurat.

sub presiune la temperatura camerei dioxidul de sulf gazos este lichefiat. La temperaturi scăzute substanța este în stare solidă, se topește la -72 ... -75,5 ° C. Odată cu o creștere suplimentară a temperaturii, apare un lichid și, la -10,1 ° C, se formează din nou gaz. Moleculele de SO 2 sunt stabile termic, descompunerea în sulf atomic și oxigen molecular are loc la temperaturi foarte ridicate (aproximativ 2800 ºС).

Solubilitate și interacțiune cu apa

Dioxidul de sulf, atunci când este dizolvat în apă, interacționează parțial cu acesta pentru a forma un acid sulfuros foarte slab. În momentul primirii, se descompune imediat în anhidridă și apă: SO 2 + H 2 O ↔ H 2 SO 3. De fapt, nu acidul sulfuros este prezent în soluție, ci moleculele de SO 2 hidratate. Dioxidul gazos interacționează mai bine cu apa rece, solubilitatea acestuia scade odată cu creșterea temperaturii. În condiții normale, se poate dizolva în 1 volum de apă până la 40 de volume de gaz.

Dioxidul de sulf în natură

Volume semnificative de dioxid de sulf sunt eliberate cu gaze vulcanice și lavă în timpul erupțiilor. Multe activități umane cresc, de asemenea, concentrația de SO 2 în atmosferă.

Dioxidul de sulf este furnizat aerului de către instalațiile metalurgice, unde gazele de eșapament nu sunt captate în timpul prăjirii minereului. Mulți combustibili fosili conțin sulf, ducând la eliberarea unor cantități semnificative de dioxid de sulf în aerul atmosferic la arderea cărbunelui, petrolului, gazului, combustibilului obținut din acestea. Dioxidul de sulf devine toxic pentru oameni la concentrații în aer de peste 0,03%. O persoană începe dificultăți de respirație, pot exista fenomene asemănătoare bronșitei și pneumoniei. O concentrație foarte mare de dioxid de sulf în atmosferă poate duce la otrăvire gravă sau la moarte.

Dioxid de sulf - producție în laborator și în industrie

Metode de laborator:

Când sulful este ars într-un balon cu oxigen sau aer, dioxidul se obține după formula: S + O 2 \u003d SO 2.
Puteți acționa asupra sărurilor acidului sulfuros cu acizi anorganici mai puternici, este mai bine să luați clorhidric, dar puteți dilua sulfuric:

Na2S03 + 2HCl \u003d 2NaCl + H2S03;
Na2SO3 + H2SO4 (dif.) \u003d Na2SO4 + H2SO3;
H 2 SO 3 \u003d H 2 O + SO 2.

3. Când cuprul interacționează cu acidul sulfuric concentrat, nu se eliberează hidrogen, ci dioxid de sulf:

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

Modalități moderne productie industriala dioxid de sulf:

Oxidarea sulfului natural în timpul arderii acestuia în cuptoare speciale: S + O 2 = SO 2.
Prăjirea pirita de fier (pirită).

Proprietățile chimice de bază ale dioxidului de sulf

Dioxidul de sulf este un compus activ din punct de vedere chimic. În procesele redox, această substanță acționează adesea ca un agent reducător. De exemplu, atunci când bromul molecular interacționează cu dioxidul de sulf, produșii de reacție sunt acid sulfuric și bromură de hidrogen. Proprietățile oxidante ale SO 2 se manifestă dacă acest gaz este trecut prin apă cu hidrogen sulfurat. Ca urmare, sulful este eliberat, are loc auto-oxidarea-auto-vindecare: SO 2 + 2H 2 S \u003d 3S + 2H 2 O.

Dioxidul de sulf prezintă proprietăți acide. Corespunde unuia dintre cei mai slabi și mai instabili acizi - sulfuros. Acest compus nu există în forma sa pură; este posibil să se detecteze proprietățile acide ale unei soluții de dioxid de sulf folosind indicatori (tornesolul devine roz). Acidul sulfuros dă săruri medii - sulfiți și acid - hidrosulfiți. Printre aceștia se numără compuși stabili.

Procesul de oxidare a sulfului în dioxid în stare hexavalentă în anhidridă sulfurică este catalitic. Substanța rezultată se dizolvă viguros în apă, reacționează cu moleculele de H 2 O. Reacția este exotermă, se formează acid sulfuric, sau mai bine zis, forma sa hidratată.

Utilizarea practică a gazului acru

Principala metodă de producție industrială a acidului sulfuric, care necesită dioxid de element, are patru etape:

Obținerea dioxidului de sulf prin arderea sulfului în cuptoare speciale.
Purificarea dioxidului de sulf rezultat din toate tipurile de impurități.
Oxidare suplimentară la sulf hexavalent în prezența unui catalizator.
Absorbția trioxidului de sulf de către apă.

Anterior, aproape tot dioxidul de sulf necesar pentru producerea acidului sulfuric la scară industrială era obținut prin prăjirea piritei ca produs secundar al producției de oțel. Noile tipuri de prelucrare a materiilor prime metalurgice folosesc mai puțină ardere a minereului. Prin urmare, principala materie primă pentru producția de acid sulfuric în anul trecut devenit sulf natural. Rezerve mondiale semnificative ale acestei materii prime, disponibilitatea ei fac posibilă organizarea prelucrării la scară largă.

Dioxidul de sulf este utilizat pe scară largă nu numai în industria chimică, ci și în alte sectoare ale economiei. Fabricile de textile folosesc această substanță și produsele interacțiunii sale chimice pentru a înălbi mătasea și țesăturile de lână. Acesta este unul dintre tipurile de albire fără clor, în care fibrele nu sunt distruse.

Dioxidul de sulf are proprietăți dezinfectante excelente, care este folosit în lupta împotriva ciupercilor și bacteriilor. Dioxidul de sulf este folosit pentru fumigare depozite agricole, butoaie de vin și pivnițe. Folosit de SO 2 in Industria alimentară ca agent conservant și antibacterian. Adăugați-l la siropuri, înmuiați fructe proaspete în el. Sulfitizare
sucul de sfeclă de zahăr decolorează și dezinfectează materiile prime. Conserve piure de legume iar sucurile conțin și dioxid de sulf ca agent antioxidant și conservant.

Starea de oxidare +4 pentru sulf este destul de stabilă și se manifestă în tetrahalogenuri SHAl 4, oxodihalogenuri SO 2 , dioxid de SO 2 și anionii corespunzători acestora. Ne vom familiariza cu proprietățile dioxidului de sulf și ale acidului sulfuros.

1.11.1. Oxid de sulf (IV) Structura moleculei de so2

Structura moleculei de SO 2 este similară cu structura moleculei de ozon. Atomul de sulf este într-o stare de hibridizare sp 2, forma orbitalilor este un triunghi regulat, forma moleculei este unghiulară. Atomul de sulf are o pereche de electroni neîmpărțită. Lungimea legăturii S-O este de 0,143 nm, unghiul de legătură este de 119,5°.

Structura corespunde următoarelor structuri rezonante:

Spre deosebire de ozon, multiplicitatea legăturii S–O este 2, adică prima structură de rezonanță are contribuția principală. Molecula se caracterizează printr-o stabilitate termică ridicată.

Proprietăți fizice

În condiții normale, dioxidul de sulf sau dioxidul de sulf este gaz incolor cu un miros ascuțit de sufocare, punct de topire -75 °C, punct de fierbere -10 °C. Să ne dizolvăm bine în apă, la 20 °C în 1 volum de apă se dizolvă 40 de volume de dioxid de sulf. Gaz toxic.

Proprietățile chimice ale oxidului de sulf (IV)

Dioxidul de sulf este foarte reactiv. Dioxidul de sulf este un oxid acid. Este destul de solubil în apă cu formarea de hidrați. De asemenea, interacționează parțial cu apa, formând un acid sulfuros slab, care nu este izolat individual:

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

Ca urmare a disocierii, se formează protoni, astfel încât soluția are un mediu acid.

Când dioxid de sulf gazos este trecut printr-o soluție de hidroxid de sodiu, se formează sulfit de sodiu. Sulfitul de sodiu reacţionează cu excesul de dioxid de sulf pentru a forma hidrosulfit de sodiu:

2NaOH + S02 = Na2S03 + H20;

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

Dioxidul de sulf se caracterizează prin dualitate redox, de exemplu, acesta, având proprietăți reducătoare, decolorează apa de brom:

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

și soluție de permanganat de potasiu:

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

oxidat de oxigen la anhidridă sulfurică:

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

Prezintă proprietăți oxidante atunci când interacționează cu agenți reducători puternici, de exemplu:

SO 2 + 2CO \u003d S + 2CO 2 (la 500 ° C, în prezența Al 2 O 3);

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

Producția de oxid de sulf (IV)

Arderea sulfului în aer

S + O 2 \u003d SO 2.

Oxidarea sulfurilor

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

Acțiunea acizilor puternici asupra sulfiților metalici

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

1.11.2. Acid sulfuric și sărurile sale

Când dioxidul de sulf este dizolvat în apă, se formează acid sulfuros slab, cea mai mare parte a SO 2 dizolvat este sub forma unei forme hidratate de SO 2 H 2 O, la răcire, se eliberează și un hidrat cristalin, doar o mică parte. a moleculelor de acid sulfuros se disociază în ioni de sulfit și hidrosulfit. În stare liberă, acidul nu este izolat.

Fiind dibazic, formeaza doua tipuri de saruri: medii - sulfiti si acide - hidrosulfiti. Numai sulfiții de metale alcaline și hidrosulfiții de metale alcaline și alcalino-pământoase se dizolvă în apă.

4.doc

Sulf. Hidrogen sulfurat, sulfuri, hidrosulfuri. Oxizi de sulf (IV) și (VI). Acizi sulfuros și sulfuric și sărurile acestora. Esteri ai acidului sulfuric. Tiosulfat de sodiu

4.1. Sulf

Sulful este unul dintre puținele elemente chimice pe care oamenii le folosesc de câteva milenii. Este larg răspândit în natură și apare atât în stare liberă (sulf nativ), cât și în compuși. Mineralele care conțin sulf pot fi împărțite în două grupe - sulfuri (pirite, străluciri, amestecuri) și sulfați. Sulful nativ se găsește în cantități mari în Italia (insula Sicilia) și SUA. În CSI, există zăcăminte de sulf nativ în regiunea Volga, în state Asia Centrala, în Crimeea și în alte regiuni.

Mineralele din primul grup includ luciul de plumb PbS, luciul de cupru Cu 2 S, luciul de argint - Ag 2 S, blenda de zinc - ZnS, blenda de cadmiu - CdS, pirita sau pirita de fier - FeS 2, calcopirita - CuFeS 2, cinabru - HgS .

Mineralele din a doua grupă includ gips CaSO 4 2H 2 O, mirabilite (sare Glauber) - Na 2 SO 4 10H 2 O, ki-seritul - MgSO 4 H 2 O.

Sulful se găsește în organismele animalelor și plantelor, deoarece face parte din moleculele de proteine. Compușii organici ai sulfului se găsesc în ulei.

chitanta

1. La primirea sulfului de la compuși naturali, de exemplu, din pirite de sulf, se încălzește la temperaturi ridicate. Pirita de sulf se descompune cu formarea de sulfură de fier (II) și sulf:

2. Sulful poate fi obținut prin oxidarea hidrogenului sulfurat cu lipsă de oxigen conform reacției:

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

3. În prezent, este obișnuită obținerea de sulf prin reducerea carbonului a dioxidului de sulf SO 2 - un produs secundar în topirea metalelor din minereurile sulfuroase:

SO 2 + C \u003d CO 2 + S

4. Gazele reziduale din cuptoarele metalurgice și de cocs conțin un amestec de dioxid de sulf și hidrogen sulfurat. Acest amestec este trecut la temperatură ridicată peste un catalizator:

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

^ Proprietăți fizice

Sulful este un solid fragil galben de lămâie. Este practic insolubil în apă, dar foarte solubil în disulfură de carbon CS 2 anilină și alți solvenți.

Slab conductor de căldură și electricitate. Sulful formează mai multe modificări alotropice:

1 . ^ sulf rombic (cel mai stabil), cristalele au forma octaedrelor.

Când sulful este încălzit, culoarea și vâscozitatea acestuia se schimbă: în primul rând, se formează galben deschis, iar apoi, pe măsură ce temperatura crește, se întunecă și devine atât de vâscos încât nu curge din eprubetă, cu o încălzire suplimentară, vâscozitatea scade. din nou, iar la 444,6 °C sulful fierbe.

2. ^ sulf monoclinic - modificare sub formă de cristale în formă de ac galben închis, obţinute prin răcirea lentă a sulfului topit.

3. sulf plastic format atunci când sulf încălzit până la fierbere este turnat în apă rece. Se întinde ușor ca cauciucul (vezi fig. 19).

Sulful natural constă dintr-un amestec de patru izotopi stabili: 32 16 S, 33 16 S, 34 16 S, 36 16 S.

^ Proprietăți chimice

Atomul de sulf, având un exterior neterminat nivel de energie, poate adăuga doi electroni și poate prezenta un grad

Oxidare -2. Sulful prezintă acest grad de oxidare în compușii cu metale și hidrogen (Na 2 S, H 2 S). Când se dă sau trage electroni unui atom al unui element mai electronegativ, starea de oxidare a sulfului poate fi +2, +4, +6.

La rece, sulful este relativ inert, dar cu creșterea temperaturii, reactivitatea acestuia crește. 1. Cu metale, sulful prezintă proprietăți oxidante. În timpul acestor reacții se formează sulfuri (nu reacționează cu aurul, platina și iridiul): Fe + S = FeS

2. În condiții normale, sulful nu interacționează cu hidrogenul, iar la 150-200 ° C are loc o reacție reversibilă:

3. În reacțiile cu metale și hidrogen, sulful se comportă ca un agent oxidant tipic, iar în prezența agenților oxidanți puternici prezintă proprietăți reducătoare.

S + 3F 2 \u003d SF 6 (nu reacționează cu iodul)

4. Arderea sulfului în oxigen are loc la 280°C, iar în aer la 360°C. Aceasta formează un amestec de SO2 și SO3:

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

5. Când este încălzit fără acces la aer, sulful se combină direct cu fosforul, carbonul, prezentând proprietăți oxidante:

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

6. Când interacționați cu substanțe complexe sulful se comportă în primul rând ca agent reducător:

7. Sulful este capabil de reacții de disproporționare. Deci, atunci când pulberea de sulf este fiartă cu alcalii, se formează sulfiți și sulfuri:

Aplicație

Sulful este utilizat pe scară largă în industrie și agricultură. Aproximativ jumătate din producția sa este folosită pentru a produce acid sulfuric. Sulful este folosit pentru vulcanizarea cauciucului, care transformă cauciucul în cauciuc.

Sub formă de culoare sulfuroasă (pulbere fină), sulful este folosit pentru combaterea bolilor viei și a bumbacului. Se foloseste la obtinerea de praf de pusca, chibrituri, compozitii luminoase. În medicină, unguentele cu sulf sunt preparate pentru tratamentul bolilor de piele.

4.2. Hidrogen sulfurat, sulfuri, hidrosulfuri

Hidrogenul sulfurat este analog cu apa. Formula sa electronică

Arată asta în educație Legături H-S-H doi electroni p implicați nivel extern atom de sulf. Molecula de H 2 S are o formă unghiulară, deci este polară.

^ Fiind în natură

Hidrogenul sulfurat se găsește în mod natural în gazele vulcanice și în apele unor izvoare minerale, precum Pyatigorsk, Matsesta. Se formează în timpul descompunerii substanțelor organice care conțin sulf din diverse resturi animale și vegetale. Aceasta explică caracteristica miros urât Ape uzate, gropi și gropi de gunoi.

chitanta

1. Hidrogenul sulfurat poate fi obținut prin combinarea directă a sulfului cu hidrogenul atunci când este încălzită:

2. Dar de obicei se obține prin acțiunea acidului clorhidric sau sulfuric diluat asupra sulfurei de fier (III):

2HCl+FeS=FeCl 2 +H 2 S 2H + +FeS=Fe 2+ +H 2 S Această reacție este adesea efectuată într-un aparat Kipp.

^ Proprietăți fizice

În condiții normale, hidrogenul sulfurat este un gaz incolor cu un miros puternic caracteristic de ouă putrezite. Foarte toxic, atunci când este inhalat, se leagă de hemoglobină, provocând paralizie, ceea ce nu este neobișnuit.

Ko duce la moarte. Mai puțin periculos în concentrații scăzute. Trebuie să lucrezi cu el hote de fum sau cu dispozitive închise ermetic. Conținutul admis de H 2 S în spatii industriale este de 0,01 mg per 1 litru de aer.

Hidrogenul sulfurat este relativ bine solubil în apă (la 20°C, 2,5 volume de hidrogen sulfurat se dizolvă într-un volum de apă).

O soluție de hidrogen sulfurat în apă se numește apă cu hidrogen sulfurat sau acid hidrosulfurat (prezentă proprietățile unui acid slab).

^ Proprietăți chimice

1, Cu încălzire puternică, hidrogenul sulfurat se descompune aproape complet odată cu formarea de sulf și hidrogen.

2. Hidrogenul sulfurat gazos arde în aer cu o flacără albastră pentru a forma oxid de sulf (IV) și apă:

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

Cu o lipsă de oxigen, se formează sulf și apă: 2H 2 S + O 2 \u003d 2S + 2H 2 O

3. Hidrogenul sulfurat este un agent reducător destul de puternic. Această proprietate chimică importantă a acesteia poate fi explicată după cum urmează. Într-o soluție de H2S, este relativ ușor să donați electroni moleculelor de oxigen din aer:

În același timp, oxigenul aerului oxidează hidrogenul sulfurat în sulf, ceea ce face apa cu hidrogen sulfurat tulbure:

2H 2 S + O 2 \u003d 2S + 2H 2 O

Acest lucru explică și faptul că hidrogenul sulfurat nu se acumulează în cantități foarte mari în natură în timpul descompunerii substanțelor organice - oxigenul atmosferic îl oxidează în sulf liber.

4, Hidrogenul sulfurat reacționează puternic cu soluțiile de halogen, de exemplu:

H 2 S+I 2 =2HI+S Se eliberează sulf și soluția de iod se decolorează.

5. Diferiţi agenţi oxidanţi reacţionează energic cu hidrogenul sulfurat: sub acţiune acid azotic se formează sulf liber.

6. O soluție de hidrogen sulfurat are o reacție acidă din cauza disociațiilor:

H 2 SH + +HS - HS - H + +S -2

De obicei domină prima etapă. Este un acid foarte slab: mai slab decât carbonicul, care de obicei înlocuiește H 2 S din sulfuri.

Sulfuri și hidrosulfuri

Acidul hidrosulfuric, ca dibazic, formează două serii de săruri:

Mediu - sulfuri (Na 2 S);

Acide - hidrosulfuri (NaHS).

Aceste săruri pot fi obţinute: - prin interacţiunea hidroxizilor cu hidrogenul sulfurat: 2NaOH + H 2 S = Na 2 S + 2H 2 O

Prin interacțiunea directă a sulfului cu metalele:

Reacția de schimb a sărurilor cu H2S sau între săruri:

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 +

Aproape toate hidrosulfurile sunt foarte solubile în apă.

Sulfurile metalelor alcaline și alcalino-pământoase sunt, de asemenea, ușor solubile în apă, incolore.

Sulfurile de metale grele sunt practic insolubile sau ușor solubile în apă (FeS, MnS, ZnS); unele dintre ele nu se dizolvă în acizi diluați (CuS, PbS, HgS).

Ca săruri ale unui acid slab, sulfurile din soluții apoase sunt puternic hidrolizate. De exemplu, sulfuri Metale alcaline când sunt dizolvate în apă, au o reacție alcalină:

Na2S+HOHNaHS+NaOH

Toate sulfurile, ca și hidrogenul sulfurat în sine, sunt agenți reducători energetici:

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

Unele sulfuri au o culoare caracteristică: CuS și PbS - negru, CdS - galben, ZnS - alb, MnS - roz, SnS - maro, Al 2 S 3 - portocaliu. Analiza calitativă a cationilor se bazează pe solubilitatea diferită a sulfurilor și pe culorile diferite ale multora dintre ele.

^ 4.3. Oxid de sulf(IV) și acid sulfuros

Oxid de sulf (IV) sau dioxid de sulf, în condiții normale, un gaz incolor cu un miros înțepător de sufocare. Când este răcit la -10°C, se lichefiază într-un lichid incolor.

chitanta

1. În condiții de laborator, oxidul de sulf (IV) se obține din sărurile acidului sulfuros prin acțiunea acizilor puternici asupra acestora:

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 asemenea, dioxidul de sulf se formează prin interacțiunea acidului sulfuric concentrat atunci când este încălzit cu metale slab active:

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. Oxidul de sulf (IV) se formează și atunci când sulful este ars în aer sau oxigen:

4. În condiții industriale, SO 2 se obține prin prăjirea piritei FeS 2 sau a minereurilor sulfuroase de metale neferoase (zinc amestec ZnS, plumb luciu PbS etc.):

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

Formula structurală a moleculei de SO2:

Patru electroni de sulf și patru electroni de la doi atomi de oxigen iau parte la formarea legăturilor în molecula de SO2. Repulsia reciprocă a perechilor de electroni de legătură și a perechii de electroni neîmpărțiți de sulf conferă moleculei o formă unghiulară.

Proprietăți chimice

1. Oxidul de sulf (IV) prezintă toate proprietățile oxizilor acizi:

Interacțiunea cu apa

Interacțiune cu alcalii,

Interacțiunea cu oxizii bazici.

2. Oxidul de sulf (IV) se caracterizează prin proprietăți reducătoare:

S +4 O 2 +O 0 2 2S +6 O -2 3 (în prezența unui catalizator, când este încălzit)

Dar în prezența agenților reducători puternici, SO2 se comportă ca un agent oxidant:

Dualitatea redox a oxidului de sulf (IV) se explică prin faptul că sulful are o stare de oxidare de +4 în el și, prin urmare, poate, dând 2 electroni, să fie oxidat la S +6 și, primind 4 electroni, să fie redus la S °. Manifestarea acestor proprietăți sau a altor proprietăți depinde de natura componentului de reacție.

Oxidul de sulf (IV) este foarte solubil în apă (40 de volume de SO 2 sunt dizolvate într-un volum la 20 ° C). În acest caz, acidul sulfuros există numai într-o soluție apoasă:

SO2 + H2OH2SO3

Reacția este reversibilă. Într-o soluție apoasă, se află oxid de sulf (IV) și acid sulfuros echilibru chimic, care poate fi mutat. La legarea H2SO3 (neutralizarea acidului

Tu) reacția continuă spre formarea acidului sulfuros; la îndepărtarea S02 (suflare printr-o soluție de azot sau încălzire), reacția se desfășoară către materiile prime. Într-o soluție de acid sulfuros, există întotdeauna oxid de sulf (IV), care îi conferă un miros înțepător.

Acidul sulfuros are toate proprietățile acizilor. În soluție, se disociază în pași:

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

Instabil termic, volatil. Acidul sulfuros, ca acid dibazic, formează două tipuri de săruri:

Mediu - sulfiți (Na2SO3);

Acide - hidrosulfiți (NaHSO 3).

Sulfiții se formează atunci când un acid este complet neutralizat cu un alcali:

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

Hidrosulfiții se obțin cu lipsă de alcali:

H2SO3 + NaOH \u003d NaHSO3 + H2O

Acidul sulfuros și sărurile sale au proprietăți atât de oxidare, cât și de reducere, care sunt determinate de natura partenerului de reacție.

1. Deci, sub acțiunea oxigenului, sulfiții sunt oxidați la sulfați:

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

Oxidarea acidului sulfuros cu brom și permanganat de potasiu are loc și mai ușor:

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. În prezența unor agenți reducători mai energici, sulfiții prezintă proprietăți oxidante:

Sărurile acidului sulfuros dizolvă aproape toți hidrosulfiții și sulfiții metalelor alcaline.

3. Întrucât H 2 SO 3 este un acid slab, acțiunea acizilor asupra sulfiților și hidrosulfiților eliberează SO 2. Această metodă este de obicei utilizată la obținerea SO2 in conditii de laborator:

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

4. Sulfiții solubili în apă sunt ușor hidrolizați, drept urmare concentrația ionilor OH - - crește în soluție:

Na 2 SO 3 + NOHNaHSO 3 + NaOH

Aplicație

Oxidul de sulf (IV) și acidul sulfuros decolorează mulți coloranți, formând odată cu acești compuși incolori. Acesta din urmă se poate descompune din nou la încălzire sau la lumină, în urma căruia culoarea este restabilită. Prin urmare, acțiunea de albire a SO 2 și H 2 SO 3 diferă de acțiunea de albire a clorului. De obicei, oxidul de sulf (IV) albește lâna, mătasea și paiele.

Oxidul de sulf (IV) ucide multe microorganisme. Prin urmare, pentru a distruge ciupercile de mucegai, acestea fumigează pivnițele umede, pivnițele, butoaiele de vin etc. Se folosește și la transportul și depozitarea fructelor și fructelor de pădure. În cantități mari, oxidul de sulf IV) este utilizat pentru a produce acid sulfuric.

Aplicație importantă găsește o soluție de hidrosulfit de calciu CaHSO 3 (lichior sulfit), care este folosită pentru tratarea pastei de lemn și hârtie.

^ 4.4. Oxid de sulf(VI). Acid sulfuric

Oxidul de sulf (VI) (vezi tabelul. 20) este un lichid incolor care se solidifică la o temperatură de 16,8 ° C într-o masă cristalină solidă. Absoarbe umiditatea foarte puternic, formând acid sulfuric: SO 3 + H 2 O \u003d H 2 SO 4

Tabelul 20. Proprietăţile oxizilor de sulf

Dizolvarea oxizilor de sulf (VI) în apă este însoțită de eliberarea unei cantități semnificative de căldură.

Oxidul de sulf (VI) este foarte solubil în acid sulfuric concentrat. O soluție de SO3 în acid anhidru se numește oleum. Oleum-urile pot conține până la 70% SO3.

chitanta

1. Oxidul de sulf (VI) este produs prin oxidarea dioxidului de sulf cu oxigenul atmosferic în prezența catalizatorilor la o temperatură de 450 ° C (vezi. Obținerea acidului sulfuric):

2SO 2 +O 2 \u003d 2SO 3

2. O altă modalitate de a oxida SO 2 la SO 3 este utilizarea oxidului nitric (IV) ca agent oxidant:

Oxidul azotic rezultat (II) atunci când interacționează cu oxigenul atmosferic se transformă ușor și rapid în oxid nitric (IV): 2NO + O 2 \u003d 2NO 2

Care din nou poate fi folosit în oxidarea SO 2 . Prin urmare, NO 2 acționează ca un purtător de oxigen. Această metodă de oxidare a SO 2 la SO 3 se numește azot. Molecula de SO 3 are forma unui triunghi, în centrul căruia

Atomul de sulf este situat:

Această structură se datorează respingerii reciproce a perechilor de electroni de legare. Atomul de sulf a furnizat șase electroni externi pentru formarea lor.

Proprietăți chimice

1. SO 3 este un oxid acid tipic.

2. Oxidul de sulf (VI) are proprietățile unui agent oxidant puternic.

Aplicație

Oxidul de sulf (VI) este folosit pentru a produce acid sulfuric. Cea mai mare valoare Are metoda de contact primind

Acid sulfuric. Prin această metodă, puteți obține H 2 SO 4 de orice concentrație, precum și oleum. Procesul constă din trei etape: obţinerea SO 2 ; oxidarea S02 la S03; obţinându-se H2SO4.

SO 2 se obține prin arderea piritei FeS 2 în cuptoare speciale: 4FeS 2 + 11O 2 \u003d 2Fe 2 O 3 + 8SO 2

Pentru a grăbi arderea, pirita este zdrobită în prealabil, iar pentru o ardere mai completă a sulfului se introduce mult mai mult aer (oxigen) decât este necesar prin reacție. Gazul care iese din cuptor este format din oxid de sulf (IV), oxigen, azot, compuși de arsenic (din impuritățile din pirite) și vapori de apă. Se numește gaz de prăjire.

Gazul de prăjire este curățat temeinic, deoarece chiar și un conținut mic de compuși de arsenic, precum și praf și umiditate, otrăvește catalizatorul. Gazul este purificat din compușii de arsenic și praf prin trecerea lui prin electrofiltre speciale și un turn de spălare; umiditatea este absorbită de acidul sulfuric concentrat în turnul de uscare. Gazul purificat care conține oxigen este încălzit într-un schimbător de căldură până la 450°C și intră în aparatul de contact. În interiorul aparatului de contact există rafturi cu zăbrele umplute cu un catalizator.

Anterior, platina metalică fin divizată a fost folosită ca catalizator. Ulterior, a fost înlocuit cu compuși de vanadiu - oxid de vanadiu (V) V 2 O 5 sau sulfat de vanadil VOSO 4, care sunt mai ieftini decât platina și otravă mai încet.

Reacția de oxidare a SO 2 la SO 3 este reversibilă:

2SO 2 + O 2 2SO 3

Creșterea conținutului de oxigen din gazul de prăjire crește randamentul de oxid de sulf (VI): la o temperatură de 450°C, de obicei atinge 95% sau mai mult.

Oxidul de sulf rezultat (VI) este apoi alimentat în contracurent în turnul de absorbție, unde este absorbit de acidul sulfuric concentrat. Pe măsură ce se saturează, se formează mai întâi acid sulfuric anhidru și apoi oleum. Ulterior, oleum-ul este diluat la 98% acid sulfuric și furnizat consumatorilor.

Formula structurală a acidului sulfuric:

^ Proprietăți fizice

Acidul sulfuric este un lichid uleios greu incolor care cristalizează la + 10,4 ° C, aproape de două ori ( \u003d 1,83 g / cm 3) este mai greu decât apa, inodor, nevolatil. Extrem de gigroscopic. Absoarbe umezeala cu eliberarea unei cantități mari de căldură, astfel încât nu puteți adăuga apă la acidul sulfuric concentrat - acidul se va stropi. De vremuri-

Adăugările de acid sulfuric trebuie adăugate în porții mici în apă.

Acidul sulfuric anhidru dizolvă până la 70% oxid de sulf (VI). Când este încălzit, se desparte SO3 până când se formează o soluție cu o fracție de masă de H2SO4 98,3%. H2SO4 anhidru aproape nu conduce electricitatea.

^ Proprietăți chimice

1. Se amestecă cu apa în orice proporție și formează hidrați de diferite compoziții:

H2SO4H2O, H2SO42H2O, H2SO43H2O, H2SO44H2O, H2SO4 6,5H2O

2. Acidul sulfuric concentrat carbonizează substanțele organice - zahăr, hârtie, lemn, fibre, preluând elemente de apă din acestea:

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

Cărbunele rezultat interacționează parțial cu acidul:

Uscarea gazelor se bazează pe absorbția apei de către acidul sulfuric.

Cum un acid nevolatil puternic H 2 SO 4 înlocuiește alți acizi din sărurile uscate:

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

Cu toate acestea, dacă adăugați H 2 SO 4 la soluții de sare, atunci deplasarea acizilor nu are loc.

H 2 SO 4 - acid dibazic puternic: H 2 SO 4 H + + HSO - 4 HSO - 4 H + + SO 2- 4

Are toate proprietățile acizilor tari nevolatili.

Acidul sulfuric diluat se caracterizează prin toate proprietățile acizilor neoxidanți. Și anume: interacționează cu metalele care se află în seria electrochimică de tensiuni ale metalelor până la hidrogen:

Interacțiunea cu metalele se datorează reducerii ionilor de hidrogen.

6. Acidul sulfuric concentrat este un agent oxidant puternic. Când este încălzit, oxidează majoritatea metalelor, inclusiv pe cele care stau în seria electrochimică de tensiuni după hidrogen.Nu reacționează doar cu platina și aurul. În funcție de activitatea metalului, S -2 , S° și S +4 pot fi utilizați ca produse de reducere.

La rece, acidul sulfuric concentrat nu interacționează cu metale atât de puternice precum aluminiul, fierul, cromul. Acest lucru se datorează pasivării metalelor. Această caracteristică este utilizată pe scară largă atunci când o transportați într-un recipient de fier.

Cu toate acestea, atunci când este încălzit:

Astfel, acidul sulfuric concentrat interacționează cu metalele prin reducerea atomilor agentului de formare a acidului.

O reacție calitativă la ionul sulfat SO 2-4 este formarea unui precipitat cristalin alb BaSO 4, insolubil în apă și acizi:

SO 2- 4 + Ba +2 BaSO 4 

Aplicație

Acidul sulfuric este cel mai important produs principala industrie chimică angajată în producția de non-

acizi organici, alcaline, săruri, îngrășăminte mineraleși clor.

În ceea ce privește varietatea de aplicații, acidul sulfuric ocupă primul loc între acizi. Cel mai mare număr se foloseşte la obţinerea îngrăşămintelor cu fosfor şi azot. Fiind nevolatil, acidul sulfuric se foloseste la obtinerea altor acizi - clorhidric, fluorhidric, fosforic si acetic.

O mare parte din aceasta merge la purificarea produselor petroliere - benzină, kerosen, uleiuri lubrifiante - de la impurități nocive. În inginerie mecanică, acidul sulfuric este utilizat pentru a curăța suprafața metalului de oxizi înainte de acoperire (nichelare, cromare etc.). Acidul sulfuric este utilizat în producția de explozivi, fibre artificiale, coloranți, materiale plastice și multe altele. Este folosit pentru a umple bateriile.

Sărurile acidului sulfuric sunt importante.

^ Sulfat de sodiu Na 2 SO 4 cristalizează din soluții apoase sub formă de Na 2 SO 4 10H 2 O hidrat, care se numește sare Glauber. Folosit în medicină ca laxativ. Sulfatul de sodiu anhidru este utilizat în producția de sifon și sticlă.

^ Sulfat de amoniu(NH 4) 2 SO 4 - îngrășământ cu azot.

sulfat de potasiu K 2 SO 4 - îngrășământ cu potasiu.

sulfat de calciu CaSO 4 se găsește în natură sub formă de ghips mineral CaSO 4 2H 2 O. Când este încălzit la 150 ° C, pierde o parte din apă și se transformă într-un hidrat din compoziția 2CaSO 4 H 2 O, numit gips ars, sau alabastru. Alabastrul, atunci când este amestecat cu apă într-o masă aluoasă, după un timp se întărește din nou, transformându-se în CaSO 4 2H 2 O. Gipsul este utilizat pe scară largă în construcții (tencuială).

^ Sulfat de magneziu MgSO 4 se găsește în apa de mare, provocând gustul amar. Hidratul cristalin, numit sare amară, este folosit ca laxativ.

vitriol- denumirea tehnică a sulfaților cristalini ai metalelor Fe, Cu, Zn, Ni, Co (sărurile deshidratate nu sunt vitriol). vitriol albastru CuSO 4 5H 2 O - substanță otrăvitoare de culoare albastră. Plantele sunt pulverizate cu o soluție diluată și semințele sunt îmbrăcate înainte de însămânțare. piatră de cerneală FeSO 4 7H 2 O este o substanță de culoare verde deschis. Folosit pentru combaterea dăunătorilor plantelor, prepararea cernelurilor, vopselelor minerale etc. Vitriol de zinc ZnSO 4 7H 2 O este utilizat în producția de vopsele minerale, în imprimarea chintz și în medicină.

^ 4.5. Esteri ai acidului sulfuric. Tiosulfat de sodiu

Esterii acidului sulfuric includ dialchil sulfati (RO2)S02. Acestea sunt lichide cu punct de fierbere ridicat; cele inferioare sunt solubile în apă; în prezența alcalinelor, formează alcool și săruri ale acidului sulfuric. Sulfații de dialchil inferior sunt agenți de alchilare.

sulfat de dietil(C2H5)2S04. Punct de topire -26°C, punctul de fierbere 210°C, solubil în alcooli, insolubil în apă. Obținut prin interacțiunea acidului sulfuric cu etanolul. Este un agent de etilare în sinteza organică. Pătrunde prin piele.

sulfat de dimetil(CH3)2S04. Punct de topire -26,8°C, punctul de fierbere 188,5°C. Să ne dizolvăm în alcooli, este rău - în apă. Reacționează cu amoniacul în absența unui solvent (exploziv); sulfonează unii compuși aromatici, cum ar fi esterii fenolici. Obținut prin interacțiunea a 60% oleum cu metanol la 150° C. Este un agent de metilare în sinteza organică. Cancerigen, afectează ochii, pielea, organele respiratorii.

^ Tiosulfat de sodiu Na2S2O3

Sare de acid tiosulfuric, în care doi atomi de sulf au stări de oxidare diferite: +6 și -2. Substanță cristalină, foarte solubilă în apă. Este produs sub formă de hidrat cristalin de Na 2 S 2 O 3 5H 2 O, numit în mod obișnuit hiposulfit. Obținut prin interacțiunea sulfitului de sodiu cu sulful în timpul fierberii:

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

La fel ca acidul tiosulfuric, este un agent reducător puternic.Se oxidează ușor de clor în acid sulfuric:

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

Utilizarea tiosulfatului de sodiu pentru a absorbi clorul (în primele măști de gaz) s-a bazat pe această reacție.

Tiosulfatul de sodiu este oxidat oarecum diferit de agenții oxidanți slabi. În acest caz, se formează săruri ale acidului tetrationic, de exemplu:

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

Tiosulfatul de sodiu este un produs secundar în producerea de NaHSO 3 , coloranți cu sulf, în purificarea gazelor industriale din sulf. Se folosește pentru îndepărtarea urmelor de clor după albirea țesăturilor, pentru extragerea argintului din minereuri; este un fixativ în fotografie, un reactiv în iodometrie, un antidot pentru otrăvirea cu arsenic, compuși de mercur și un agent antiinflamator.

Oxid de sulf(IV) și acid sulfuros

Oxid de sulf (IV) sau dioxid de sulf, în condiții normale, un gaz incolor cu un miros înțepător de sufocare. Când este răcit la -10°C, se lichefiază într-un lichid incolor.

chitanta

1. În condiții de laborator, oxidul de sulf (IV) se obține din sărurile acidului sulfuros prin acțiunea acizilor puternici asupra acestora:

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 2S02 + 2H2O

2. De asemenea, dioxidul de sulf se formează prin interacțiunea acidului sulfuric concentrat atunci când este încălzit cu metale slab active:

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. Oxidul de sulf (IV) se formează și atunci când sulful este ars în aer sau oxigen:

4. În condiții industriale, SO 2 se obține prin prăjirea piritei FeS 2 sau a minereurilor sulfuroase de metale neferoase (zinc amestec ZnS, plumb luciu PbS etc.):

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

Formula structurală a moleculei de SO2:

Patru electroni de sulf și patru electroni din doi atomi de oxigen iau parte la formarea legăturilor în molecula de SO2. Repulsia reciprocă a perechilor de electroni de legătură și a perechii de electroni neîmpărțite de sulf conferă moleculei o formă unghiulară.

Proprietăți chimice

1. Oxidul de sulf (IV) prezintă toate proprietățile oxizilor acizi:

Interacțiunea cu apa

Interacțiune cu alcalii,

Interacțiunea cu oxizii bazici.

2. Oxidul de sulf (IV) se caracterizează prin proprietăți reducătoare:

S +4 O 2 + O 0 2 "2S +6 O -2 3 (în prezența unui catalizator, când este încălzit)

Dar în prezența agenților reducători puternici, SO2 se comportă ca un agent oxidant:

Oxidul de sulf (IV) este foarte solubil în apă (40 de volume de SO 2 sunt dizolvate într-un volum la 20 ° C). În acest caz, acidul sulfuros există numai într-o soluție apoasă:

SO2 + H20"H2SO3

Reacția este reversibilă. Într-o soluție apoasă, oxidul de sulf (IV) și acidul sulfuros se află în echilibru chimic, care poate fi deplasat. La legarea H2SO3 (neutralizarea acidului

u) reacția decurge spre formarea acidului sulfuros; la îndepărtarea S02 (suflare printr-o soluție de azot sau încălzire), reacția se desfășoară către materiile prime. Soluția de acid sulfuric conține întotdeauna oxid de sulf (IV), care îi conferă un miros înțepător.

Acidul sulfuros are toate proprietățile acizilor. Se disociază în soluție treptat:

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

Instabil termic, volatil. Acidul sulfuros, ca acid dibazic, formează două tipuri de săruri:

Mediu - sulfiți (Na2SO3);

Acide - hidrosulfiți (NaHSO 3).

Sulfiții se formează atunci când un acid este complet neutralizat cu un alcali:

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

Hidrosulfiții se obțin cu lipsă de alcali:

H2SO3 + NaOH \u003d NaHSO3 + H2O

Acidul sulfuros și sărurile sale au proprietăți atât de oxidare, cât și de reducere, care sunt determinate de natura partenerului de reacție.

1. Deci, sub acțiunea oxigenului, sulfiții sunt oxidați la sulfați:

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

Oxidarea acidului sulfuros cu brom și permanganat de potasiu are loc și mai ușor:

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. În prezența unor agenți reducători mai energici, sulfiții prezintă proprietăți oxidante:

Sărurile acidului sulfuros dizolvă aproape toți hidrosulfiții și sulfiții metalelor alcaline.

3. Întrucât H 2 SO 3 este un acid slab, acțiunea acizilor asupra sulfiților și hidrosulfiților eliberează SO 2. Această metodă este de obicei utilizată la obținerea SO 2 în laborator:

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

4. Sulfiții solubili în apă sunt ușor hidrolizați, drept urmare concentrația ionilor OH - - crește în soluție:

Na 2 SO 3 + NON "NaHSO 3 + NaOH

Aplicație

Oxidul de sulf (IV) și acidul sulfuros decolorează mulți coloranți, formând odată cu acești compuși incolori. Acesta din urmă se poate descompune din nou la încălzire sau la lumină, în urma căruia culoarea este restabilită. Prin urmare, efectul de albire al SO2 și H2SO3 este diferit de efectul de albire al clorului. De obicei, oxidul de sulf (IV) albește lâna, mătasea și paiele.

O aplicație importantă este soluția de hidrosulfit de calciu CaHSO 3 (lichior sulfit), care este utilizată pentru tratarea pastei de lemn și hârtie.