Пірит оксид сірки 4. Сірчистий газ - фізичні властивості, отримання та застосування

Оксид сірки(IV) має кислотні властивості, які проявляються в реакціях з речовинами, що виявляють основні властивості. Кислотні властивості виявляються при взаємодії із водою. При цьому утворюється розчин сірчистої кислоти:

Ступінь окиснення сірки в сірчистому газі (+4) обумовлює відновлювальні та окисні властивості сірчистого газу:

вос-тель: S+4 – 2e => S+6

ок-тель: S+4 + 4e => S0

Відновлювальні властивості виявляються у реакціях із сильними окисниками: киснем, галогенами, азотною кислотою, перманганатом калію та іншими. Наприклад:

2SO2 + O2 = 2SO3

S+4 – 2e => S+6 2

O20 + 4e => 2O-2 1

З сильними відновниками газ виявляє окисні властивості. Наприклад, якщо змішати сірчистий газ і сірководень, то вони взаємодіють за звичайних умов:

2H2S + SO2 = 3S + 2H2O

S-2 - 2e => S0 2

S+4 + 4e => S0 1

Сірчиста кислота існує лише у розчині. Вона нестійка і розкладається на сірчистий газ та воду. Сірчиста кислота не відноситься до сильних кислот. Вона є кислотою середньої сили та дисоціює ступінчасто. При додаванні до сірчистої кислоти луги утворюються солі. Сірчиста кислота дає два ряди солей: середні – сульфіти та кислі – гідросульфіти.

Оксид сірки(VI)

Триоксид сірки проявляється кислотними властивостями. Він бурхливо реагує із водою, у своїй виділяється велика кількість теплоти. Цю реакцію використовують для отримання найважливішого продукту хімічної промисловості– сірчаної кислоти.

SO3 + H2O = H2SO4

Оскільки сірка в триоксиді сірки має найвищий ступінь окиснення, то оксид сірки(VI) виявляє окисні властивості. Наприклад, він окислює галогеніди, неметали з низькою електронегативністю:

2SO3 + C = 2SO2 + CO2

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

C0 – 4e => C+4 2

Сірчана кислота входить у реакції трьох типів: кислотно-основні, іонообмінні, окиснювально-відновні. Також активно вона взаємодіє з органічними речовинами.

Кислотно-основні реакції

Сірчана кислота виявляє кислотні властивості в реакціях з основами та основними оксидами. Ці реакції краще проводити з розведеною сірчаною кислотою. Оскільки сірчана кислотає двоосновною, вона може утворювати як середні солі (сульфати), і кислі (гідросульфати).

Іонообмінні реакції

Для сірчаної кислоти характерні іонообмінні реакції. У цьому вона взаємодіє з розчинами солей, утворюючи осад, слабку кислоту чи виділяючи газ. Ці реакції здійснюються з більшою швидкістю, якщо брати 45% або ще більш розведену сірчану кислоту. Виділення газу відбувається у реакціях із солями нестійких кислот, що розпадаються з утворенням газів (вугільної, сірчистої, сірководневої) або з утворенням летких кислот, таких як соляна.

Окисно-відновні реакції

Найбільш яскраво сірчана кислота виявляє свої властивості в окисно-відновних реакціях, так як у її складі сірка має найвищий ступінь окислення +6. Окисні властивості сірчаної кислоти можна виявити в реакції, наприклад, з міддю.

У молекулі сірчаної кислоти два елементи-окислювачі: атом сірки з С.О. +6 та іони водню H+. Мідь може бути окислена воднем у ступені окислення +1, але сірка може. Це є причиною окиснення сірчаною кислотою такого неактивного металу, як мідь.

Сірчистий газ має молекулярну будову, аналогічну озону. Атом сірки, що у центрі молекули, пов'язані з двома атомами кисню. Цей газоподібний продукт окислення сірки немає кольору, видає різкий запах, за зміни умов легко конденсується в прозору рідину. Речовина добре розчинна у воді, має антисептичні властивості. В великих кількостяхотримують SO 2 у хімічній промисловості, а саме в циклі сірчанокислотного виробництва. Газ широко використовується для обробки сільськогосподарських та харчових продуктів, вибілювання тканин у текстильній промисловості.

Систематичні та тривіальні назви речовини

Необхідно розібратися в різноманітті термінів, що належать до того самого з'єднання. Офіційна назваз'єднання, хімічний складякого відображає формула SO 2 - діоксид сірки. ІЮПАК рекомендує використовувати цей термін та його англійський аналог – Sulfur dioxide. Підручники для шкіл та ВНЗ найчастіше згадують ще таку назву — оксид сірки (IV). Римською цифрою в дужках позначено валентність атома S. Кисень у цьому оксиді двовалентний, а окисне число сірки +4. У технічній літературі використовуються такі застарілі терміни як сірчистий газ, ангідрид сірчистої кислоти (продукт її дегідратації).

Склад та особливості молекулярної будови SO 2

Молекула SO 2 утворена одним атомом сірки та двома атомами кисню. Між ковалентними зв'язками є кут, що становить 120 °. В атомі сірки відбувається sp2-гібридизація - вирівнюються за формою та енергії хмари одного s та двох p-електронів. Саме вони беруть участь в освіті ковалентного зв'язкуміж сіркою та киснем. У парі ПРОS відстань між атомами становить 0,143 нм. Кисень більш електронегативний елемент, ніж сірка, отже, що зв'язують пари електронів зміщуються від центру до зовнішніх кутів. Уся молекула теж поляризована, негативний полюс - атоми, позитивний - атом S.

Деякі фізичні параметри діоксиду сірки

Оксид чотиривалентної сірки за звичайних показників довкіллязберігає газоподібний агрегатний стан. Формула сірчистого газу дозволяє визначити його відносну молекулярну і молярну масу: Mr(SO 2) = 64,066, М = 64,066 г/моль (можна округляти до 64 г/моль). Цей газ майже в 2,3 рази важчий за повітря (М(пов.) = 29 г/моль). Діоксид має різкий специфічний запах сірки, що горить, який важко переплутати з будь-яким іншим. Він неприємний, дратує слизові оболонки очей, викликає кашель. Але оксид сірки (IV) не такий отруйний, як сірководень.

Під тиском при кімнатній температурігазоподібний сірчистий ангідрид зріджується. При низьких температурахречовина знаходиться у твердому стані, плавиться за -72…-75,5 °C. При подальшому підвищенні температури з'являється рідина, а -10,1 °C знову утворюється газ. Молекули SO 2 є термічно стійкими, розкладання на атомарну сірку та молекулярний кисень відбувається за дуже високих температур (близько 2800 ºС).

Розчинність та взаємодія з водою

Діоксид сірки при розчиненні у воді частково взаємодіє з нею з утворенням слабкої сірчистої кислоти. У момент отримання вона відразу розкладається на ангідрид і воду: SO 2 + Н 2 О ↔ Н 2 SO 3 . Насправді в розчині є не сірчиста кислота, а гідратовані молекули SO 2 . Газоподібний діоксид краще взаємодіє з холодною водою, його розчинність знижується з підвищенням температури. За звичайних умов може розчинитись в 1 об'ємі води до 40 об'ємів газу.

Сірчистий газ у природі

Значні обсяги діоксиду сірки виділяються з вулканічними газами та лавою під час вивержень. Багато видів антропогенної діяльності також призводять до підвищення концентрації SO2 в атмосфері.

Сірчистий ангідрид поставляють у повітря металургійні комбінати, де не вловлюються гази, що відходять при випаленні руди. Багато видів паливних копалин містять сірку, в результаті значні обсяги діоксиду сірки виділяється в атмосферне повітряпри спалюванні вугілля, нафти, газу, отриманого їх пального. Сірчистий ангідрид стає токсичним для людини при концентрації повітря понад 0,03 %. У людини починається задишка, можуть настати явища, що нагадують бронхіт та запалення легенів. Дуже висока концентрація в атмосфері діоксиду сірки може призвести до сильного отруєння або смерті.

Сірчистий газ - отримання в лабораторії та в промисловості

Лабораторні методи:

При спалюванні сірки в колбі з киснем або повітрям утворюється діоксид за формулою: S + O 2 = SO 2 .
Можна вплинути на солі сірчистої кислоти сильнішими неорганічними кислотами, краще взяти соляну, але можна розбавлену сірчану:

Na 2 SO 3 + 2HCl = 2NaCl + H 2 SO 3;
Na 2 SO 3 + H 2 SO 4 (розб.) = Na 2 SO 4 + H 2 SO 3;
H 2 SO 3 = Н 2 О + SO 2.

3. При взаємодії міді із концентрованою сірчаною кислотою виділяється не водень, а діоксид сірки:

2H 2 SO 4 (конц.) + Cu = CuSO 4 + 2H 2 O + SO 2 .

Сучасні методи промислового виробництвасірчистого ангідриду:

Окислення природної сірки при її спалюванні в спеціальних топках: S + 2 = SO 2 .
Випалення залізного колчедану (піриту).

Основні хімічні властивості діоксиду сірки

Сірчистий газ є активною сполукою у хімічному плані. В окислювально-відновних процесах ця речовина частіше виступає як відновник. Наприклад, при взаємодії молекулярного брому з діоксидом сірки продуктами реакції є сірчана кислота та бромоводень. Окисні властивості SO 2 виявляються, якщо пропускати цей газ через сірководневу воду. В результаті виділяється сірка, відбувається самоокислення-самовосстановлення: SO 2 + 2H 2 S = 3S + 2H 2 O.

Діоксид сірки виявляє кислотні властивості. Йому відповідає одна з найслабших і нестійких кислот - сірчиста. Ця сполука у чистому вигляді не існує, виявити кислотні властивості розчину діоксиду сірки можна за допомогою індикаторів (лакмус рожевий). Сірчиста кислота дає середні солі - сульфіти і кислі - гідросульфіти. У тому числі зустрічаються стабільні сполуки.

Процес окислення сірки в діоксиді до шестивалентного стану в ангідриді сірчаної кислоти – каталітичний. Речовина, що вийшла, енергійно розчиняється у воді, реагує з молекулами Н 2 О. Реакція є екзотермічною, утворюється сірчана кислота, вірніше, її гідратована форма.

Практичне використання сірчистого газу

Основний спосіб промислового виробництва сірчаної кислоти, для якого потрібен діоксид елемента, нараховує чотири стадії:

Одержання сірчистого ангідриду при спалюванні сірки у спеціальних печах.
Очищення діоксиду сірки від всіляких домішок.
Подальше окиснення до шестивалентної сірки у присутності каталізатора.
Абсорбція триоксиду сірки водою.

Раніше майже весь двоокис сірки, необхідну для виробництва сірчаної кислоти у промислових масштабах, отримували при випаленні піриту як побічний продукт сталеплавильного виробництва. Нові види переробки металургійної сировини найменше використовують спалювання руди. Тому основною вихідною речовиною для сірчанокислотного виробництва останні рокистала природна сірка. Значні світові запаси цієї сировини, її доступність дозволяють організувати широкомасштабну переробку.

Діоксид сірки знаходить широке застосування у хімічної промисловості, а й у інших галузях економіки. Текстильні комбінати використовують цю речовину та продукти його хімічної взаємодії для відбілювання шовкових та вовняних тканин. Це один із видів безхлорного відбілювання, при якому волокна не руйнуються.

Діоксид сірки має відмінні дезинфікуючі властивості, що знаходить застосування в боротьбі з грибками і бактеріями. Сірчистим ангідридом обкурюють сховища сільськогосподарської продукції, винні бочки та підвали. Використовується SO 2 харчової промисловостіяк консервуюча та антибактеріальна речовина. Додають його в сиропи, вимочують у ньому свіжі плоди. Сульфітизація
соку цукрових буряків знебарвлює та знезаражує сировину. Консервовані овочеві пюреі соки теж містять діоксид сірки як антиокислювальний і консервуючий агент.

Ступінь окислення +4 для сірки є досить стійкою і проявляється в тетрагалогенідах SHal 4 , оксодигалогенідах SOHal 2 , діоксиді SO 2 і відповідних їм аніонах. Ми познайомимося з властивостями діоксиду сірки та сірчистої кислоти.

1.11.1. Оксид сірки (IV) Будова молекули so2

Будова молекули SO 2 аналогічна до будови молекули озону. Атом сірки перебуває у стані sp 2 -гібридизації, форма розташування орбіталей – правильний трикутник, форма молекули – кутова. На атомі сірки є неподілена електронна пара. Довжина зв'язку S - O дорівнює 0143 нм, валентний кут становить 1195°.

Будова відповідає наступним резонансним структурам:

На відміну від озону, кратність зв'язку S – O дорівнює 2, тобто основний внесок робить перша резонансна структура. Молекула відрізняється високою термічною стійкістю.

Фізичні властивості

За звичайних умов діоксид сірки або сірчистий газ – безбарвний газз різким задушливим запахом, температура плавлення –75 °С, температура кипіння –10 °С. Добре розчинний у воді, при 20 ° С в 1 об'ємі води розчиняється 40 об'ємів сірчистого газу. Токсичний газ.

Хімічні властивості оксиду сірки (IV)

Сірчистий газ має високу реакційну здатність. Діоксид сірки – кислотний оксид. Він досить добре розчинний у воді з утворенням гідратів. Також він частково взаємодіє з водою, утворюючи слабку сірчисту кислоту, яка не виділена в індивідуальному вигляді:

SO 2 + H 2 O = H 2 SO 3 = H + + HSO 3 - = 2H + + SO 3 2-.

Внаслідок дисоціації утворюються протони, тому розчин має кисле середовище.

При пропущенні газоподібного діоксиду сірки через розчин натрію гідроксиду утворюється сульфіт натрію. Сульфіт натрію реагує з надлишком діоксиду сірки та утворюється гідросульфіт натрію:

2NaOH + SO 2 = Na 2 SO 3 + H 2 O;

Na 2 SO 3 + SO 2 = 2NaHSO 3 .

Для сірчистого газу характерна окислювально-відновна двоїстість, наприклад, він, виявляючи відновлювальні властивості, знебарвлює бромну воду:

SO 2 + Br 2 + 2H 2 O = H 2 SO 4 + 2HBr

та розчин перманганату калію:

5SO 2 + 2KMnO 4 + 2H 2 O = 2KНSO 4 + 2MnSO 4 + H 2 SO 4 .

окислюється киснем у сірчаний ангідрид:

2SO 2 + O 2 = 2SO 3 .

Окисні властивості проявляє при взаємодії з сильними відновниками, наприклад:

SO 2 + 2CO = S + 2CO 2 (при 500 ° С, у присутності Al 2 O 3);

SO2+2H2=S+2H2O.

Одержання оксиду сірки (IV)

Спалювання сірки на повітрі

S + O2 = SO2.

Окислення сульфідів

4FeS 2 + 11O 2 = 2Fe 2 O 3 + 8SO 2 .

Дія сильних кислот на сульфіти металів

Na 2 SO 3 + 2H 2 SO 4 = 2NaHSO 4 + H 2 O + SO 2 .

1.11.2. Сірчиста кислота та її солі

При розчиненні діоксиду сірки у воді утворюється слабка сірчиста кислота, основна маса розчиненого SO 2 знаходиться у вигляді гідратованої форми SO 2 ·H 2 O, при охолодженні також виділяється кристалогідрат, лише невелика частина молекул сірчистої кислоти дисоціює на сульфіт-і гідросульфіт-іони. У вільному стані кислоти не виділено.

Будучи двоосновною, утворює два типи солей: середні – сульфіти та кислі – гідросульфіти. У воді розчиняються лише сульфіти лужних металів та гідросульфіти лужних та лужноземельних металів.

4.doc

Сірка. Сірководень, сульфіди, гідросульфіди. Оксиди сірки (IV) та (VI). Сірчиста та сірчана кислоти та їх солі. Ефіри сірчаної кислоти. Тіосульфат натрію

4.1. Сірка

Сірка - один з небагатьох хімічних елементів, якими вже кілька тисячоліть користується людина. Вона широко поширена в природі і зустрічається як у вільному стані (самородна сірка), так а в з'єднаннях. Мінерали, що містять сірку, можна розділити на дві групи - сульфіди (колчеда-ни, блиски, обманки) та сульфати. Самородна сірка у великій кількості зустрічається в Італії (острів Сицилія) та США. У СНД родовища самородної сірки є у Поволжі, у державах Середньої Азії, у Криму та інших районах.

До мінералів першої групи відносяться свинцевий блиск PbS, мідний блиск Cu 2 S, срібний блиск - Ag 2 S, цинкова обманка - ZnS, кадмієва обманка - CdS, пірит або залізний кол-чедан - FeS 2 , халькопірит - CuFeS 2 – HgS.

До мінералів другої групи можна віднести гіпс CaSO 4 2Н 2 О, мірабіліт (глауберова сіль) - Na 2 SO 4 10Н 2 O, кі-зерит - MgSO 4 Н 2 О.

Сірка міститься в організмах тварин та рослин, тому що входить до складу білкових молекул. Органічні сполуки сірки містяться у нафті.

Отримання

1. При отриманні сірки з природних сполук, наприклад із сірчаного колчедану, його нагрівають до високих температур. Сер-ний колчедан розкладається з утворенням сульфіду заліза (II) та сірки:

2. Сірку можна отримати окисленням сірководню недоліком кисню щодо реакції:

2H 2 S+O 2 =2S+2Н 2 O

3. В даний час поширене отримання сірки відновленням вуглецем діоксиду сірки SO 2 - побічного продукту при виплавці металів із сірчистих руд:

SO 2 +С = СО 2 +S

4. Відхідні гази металургійних та коксових печей містять суміш діоксиду сірки та сірководню. Цю суміш пропускають за високої температури над каталізатором:

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

^ Фізичні властивості

Сірка є твердою крихкою речовиною лимонно-жовтого кольору. У воді практично нерозчинна, але добре розчиняється в сірковуглеці CS 2 аніліну і деяких інших розчинниках.

Погано проводить тепло та електричний струм. Сірка утворює кілька алотропних модифікацій:

1 . ^ Ромбічна сірка (Найстійкіша), кристали мають вигляд октаедрів.

При нагріванні сірки змінюються її колір і в'язкість: спочатку утворюється світло-жовта, а потім у міру підвищення температури вона темніє і робиться настільки в'язкою, що не випливає з пробірки, при подальшому нагріванні в'язкість знову падає, а при 444, 6 °С сірка закипає.

2. ^ Моноклінна сірка - модифікація у вигляді темно-жовтих голчастих кристалів, що виходить при повільному охолодженні розплавленої сірки.

3. Пластична сіркаутворюється, якщо нагріту до кипіння сірку вилити в холодну воду. Легко розтягується подібно до гуми (див. рис. 19).

Природна сірка складається із суміші чотирьох стійких ізотопів: 32 16 S, 33 16 S, 34 16 S, 36 16 S.

^ Хімічні властивості

Атом сірки, маючи незавершений зовнішній енергетичний рівень, може приєднувати два електрони і виявляти ступінь

Окислення -2. Такий ступінь окислення сірка виявляє в з'єднаннях з металами та воднем (Na 2 S, H 2 S). При віддачі або відтягування електронів до атома більш електронегативного елемента ступінь окислення сірки може бути +2, +4, +6.

На холоді сірка порівняно інертна, але з підвищенням температури її реакційна здатність підвищується. 1. З металами сірка виявляє окисні властивості. При цих реакціях утворюються сульфіди (із золотом, платиною та іридієм не реагує): Fe+S=FeS

2. З воднем за нормальних умов сірка не взаємодіє, а при 150-200°С протікає оборотна реакція:

3. У реакціях з металами та з воднем сірка поводиться як типовий окисник, а в присутності сильних окисників виявляє відновлювальні властивості.

S+3F 2 =SF 6 (з йодом не реагує)

4. Горіння сірки в кисні протікає за 280°С, але в повітрі при 360°С. При цьому утворюється суміш SO 2 і SO 3:

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

5. При нагріванні без доступу повітря сірка безпосередньо поєднується з фосфором, вуглецем, виявляючи окисні властивості:

2Р+3S=P 2 S 3 2S + С = CS 2

6. При взаємодії зі складними речовинамисірка поводиться переважно як відновник:

7. Сірка здатна до реакцій диспропорціонування. Так, при кип'ятінні порошку сірки з лугами утворюються сульфіти та сульфіди:

Застосування

Сірку широко застосовують у промисловості та сільському господарстві. Близько половини її видобутку витрачається на отримання сірчаної кислоти. Використовують сірку для вулканізації каучуку: при цьому каучук перетворюється на гуму.

У вигляді сірчаного кольору (тонкого порошку) сірку застосовують для боротьби з хворобами виноградника та бавовнику. Її вживають для отримання пороху, сірників, складів, що світяться. У медицині готують сірчані мазі на лікування шкірних захворювань.

4.2. Сірководень, сульфіди, гідросульфіди

Сірководень є аналогом води. Його електронна формула

Показує, що в освіті зв'язків Н-S-Hберуть участь два р-електрони зовнішнього рівняатом сірки. Молекула H2S має кутову форму, тому вона полярна.

^ Знаходження у природі

Сірководень зустрічається в природі у вулканічних газах та у водах деяких мінеральних джерел, наприклад П'ятигорська, Мацести. Він утворюється при гниття сірковмісних органічних речовин різних тварин і рослинних залишків. Цим пояснюється характерний неприємний запах стічних вод, вигрібних ям і сміттєзвалищ.

Отримання

1. Сірководень може бути отриманий безпосереднім з'єднанням сірки з воднем при нагріванні:

2. Але зазвичай його отримують дією розведеної соляної або сірчаної кислоти на сульфід заліза (III):

2HCl+FeS=FeCl 2 +H 2 S 2H + +FeS=Fe 2+ +H 2 S Цю реакцію часто проводять в апараті Кіппа.

^ Фізичні властивості

У звичайних умовах сірководень - безбарвний газ із сильним характерним запахом тухлих яєць. Дуже отруйний, при вдиханні зв'язується з гемоглобіном, викликаючи параліч, що часто-

До призводить до смертельного результату. У малих концентраціях менш небезпечний. Працювати з ним треба в витяжних шафахабо з приладами, що герметично закриваються. Допустиме вміст H 2 S в виробничих приміщенняхстановить 0,01 мг на 1 л повітря.

Сірководень порівняно добре розчинний у воді (при 20°С в 1 об'ємі води розчиняється 2,5 об'єму сірководню).

Розчин сірководню у воді називається сірководневою водою або сірководневою кислотою (вона виявляє властивості слабкої кислоти).

^ Хімічні властивості

1, При сильному нагріванні сірководень майже повністю розла-гається з утворенням сірки та водню.

2. Газоподібний сірководень горить на повітрі блакитним полум'ям з утворенням оксиду сірки (IV) та води:

2H 2 S+3O 2 =2SO 2 +2Н 2

При нестачі кисню утворюється сірка та вода: 2H 2 S+О 2 =2S+2Н 2 O

3. Сірководень – досить сильний відновник. Це його важливе хімічне властивість можна пояснити так. У розчині H 2 S порівняно легко віддає електрони молекулам кисню повітря:

При цьому кисень повітря окислює сірководень до сірки, котра робить сірководневу воду каламутною:

2H 2 S+O 2 =2S+2H 2 O

Цим пояснюється і те, що сірководень не накопичується в дуже великих кількостях у природі при гнитті органічних речовин - кисень повітря окислює його у вільну сірку.

4, Сірководень енергійно реагує з розчинами галогенів, наприклад:

H 2 S+I 2 =2HI+S Відбувається виділення сірки та знебарвлення розчину йоду.

5. Різні окислювачі енергійно реагують із сірководнем: при дії азотної кислотиутворюється вільна сірка.

6. Розчин сірководню має кислу реакцію через дисоціацію:

H 2 SН + +HS - HS - H + +S -2

Зазвичай переважає перший щабель. Він є дуже слабкою кислотою: слабшою за вугільну, яка зазвичай витісняє H 2 S з сульфідів.

Сульфіди та гідросульфіди

Сірководнева кислота, як двоосновна, утворює два ряди солей:

Середні – сульфіди (Na 2 S);

Кислі – гідросульфіди (NaHS).

Ці солі можуть бути отримані: - взаємодією гідроксидів із сірководнем: 2NaOH+H 2 S=Na 2 S+2Н 2 Про

Безпосередньою взаємодією сірки з металами:

Обмінною реакцією солей з H 2 S або між солями:

Pb(NO 3) 2 +Na 2 S=PbS+2NaNO 3

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

Гідросульфіди майже всі добре розчиняються у воді.

Сульфіди лужних та лужноземельних металів також легко розчиняються у воді, безбарвні.

Сульфіди важких металів практично нерозчинні або малорозчинні у воді (FeS, MnS, ZnS); деякі з них не розчиняються у розведених кислотах (CuS, PbS, HgS).

Як солі слабкої кислоти, сульфіди у водних розчинах сильно гідролізовані. Наприклад, сульфіди лужних металівпри розчиненні у воді мають лужну реакцію:

Na 2 S+НОНNaHS+NaOH

Усі сульфіди, як і сам сірководень, є енергійними відновниками:

3PbS -2 +8HN +5 O 3(розб.) =3PbS +6 O 4 +4Н 2 O+8N +2 O

Деякі сульфіди мають характерне забарвлення: CuS і PbS - чорне, CdS - жовте, ZnS - біле, MnS - рожеве, SnS - коричневе, Al 2 S 3 - помаранчеве. На різній розчинності сульфідів і різному забарвленні багатьох з них заснований якісний аналіз катіонів.

^ 4.3. Оксид сірки (IV) та сірчиста кислота

Оксид сірки (IV), або сірчистий газ, за звичайних умов безбарвний газ із різким задушливим запахом. При охолодженні до -10°С зріджується безбарвну рідину.

Отримання

1. В лабораторних умовах оксид сірки (IV) одержують із солей сірчистої кислоти дією на них сильними кислотами:

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

2. Також сірчистий газ утворюється при взаємодії концентрованої сірчаної кислоти при нагріванні з малоактивними металами:

Cu+2H 2 SO 4 =CuSO 4 +SO 2 +2Н 2 Про

Cu+4Н + +2SO 2- 4 =Cu 2+ + SO 2- 4 +SO 2 +2H 2 O

3. Оксид сірки (IV) утворюється також при спалюванні сірки у повітрі чи кисні:

4. У промислових умовах SO 2 отримують при випалюванні піриту FeS 2 або сірчистих руд кольорових металів (цинкової обманки ZnS, свинцевого блиску PbS та ін.):

4FeS 2 +11О 2 =2Fe 2 O 3 +8SO 2

Структурна формула молекули SO 2:

В утворенні зв'язків у молекулі SO 2 беруть участь чотири електрони сірки і чотири електрони від двох атомів кисню. Взаємне відштовхування зв'язувальних електронних пар та неподіленої електронної пари сірки надає молекулі кутової форми.

Хімічні властивості

1. Оксид сірки (IV) виявляє всі властивості кислотних оксидів:

Взаємодія з водою,

Взаємодія з лугами,

Взаємодія із основними оксидами.

2. Для оксиду сірки (IV) характерні відновлювальні властивості:

S +4 O 2 +O 0 2 2S +6 O -2 3 (у присутності каталізатора, при нагріванні)

Але в присутності сильних відновників SO 2 поводиться як окислювач:

Окисно-відновна двоїстість оксиду сірки (IV) пояснюється тим, що сірка має в ньому ступінь окислення +4, і тому вона може, віддаючи 2 електрони, окислюватися до S +6 а приймаючи 4 електрони, відновлюватися до S°. Прояв цих чи інших властивостей залежить від природи реагуючого компонента.

Оксид сірки (IV) добре розчинний у воді (1 об'ємі при 20°С розчиняється 40 об'ємів SO 2). При цьому утворюється існуюча тільки у водному розчині сірчиста кислота:

SO 2 +Н 2 ОH 2 SO 3

Реакція оборотна. У водному розчині оксид сірки (IV) і сірчаниста кислота знаходяться в хімічній рівновазі, яке можна зміщувати. При зв'язуванні H 2 SO 3 (нейтралізація кисло-

Ти) реакція протікає у бік утворення сірчистої кислоти; при видаленні SO 2 (продування через розчин азоту або нагрівання) реакція протікає у бік вихідних речовин. У розчині сірчистої кислоти завжди є оксид сірки (IV), який надає йому різкого запаху.

Сірчиста кислота має всі властивості кислот. У розчині дисоціює ступінчасто:

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

Термічно нестійка, летюча. Сірчиста кислота, як двоосновна, утворює два типи солей:

Середні – сульфіти (Na 2 SO 3);

Кислі – гідросульфіти (NaHSO 3).

Сульфіти утворюються при повній нейтралізації кислоти лугом:

H 2 SO 3 +2NaOH=Na 2 SO 3 +2Н 2 Про

Гідросульфіти виходять при нестачі лугу:

H 2 SO 3 +NaOH=NaHSO 3 +Н 2

Сірчиста кислота і її солі мають як окислювальні, так і відновлювальні властивості, що визначається природою партнера по реакції.

1. Так, під дією кисню сульфіти окислюються до сульфатів:

2Na 2 S +4 O 3 +О 0 2 =2Na 2 S +6 O -2 4

Ще легше протікає окислення сірчистої кислоти бромом та перманганатом калію:

5H 2 S +4 O 3 +2KMn +7 O 4 =2H 2 S +6 O 4 +2Mn +2 S +6 O 4 +K 2 S +6 O 4 +3Н 2 O

2. У присутності ж більш енергійних відновників сульфіти виявляють окисні властивості:

З солей сірчистої кислоти розчиняються майже всі гідросульфіти та сульфіти лужних металів.

3. Оскільки H 2 SO 3 є слабкою кислотою, при дії кислот на сульфіти та гідросульфіти відбувається виділення SO 2 . Цей метод зазвичай використовують при отриманні SO 2 в лабораторних умовах:

NaHSO 3 +H 2 SO 4 =Na 2 SO 4 +SO 2 +H 2 O

4. Розчинні у воді сульфіти легко піддаються гідролізу, внаслідок чого в розчині збільшується концентрація OH - -іонів:

Na 2 SO 3 +НОНNaHSO 3 +NaOH

Застосування

Оксид сірки (IV) та сірчиста кислота знебарвлюють багато барвників, утворюючи з ними безбарвні сполуки. Останні можуть знову розкладатися при нагріванні або на світлі, в результаті чого забарвлення відновлюється. Отже, дія, що білить, SO 2 і H 2 SO 3 відрізняється від білящої дії хлору. Зазвичай рксидом сірки (IV) білять шерсть, шовк та солому.

Оксид сірки (IV) вбиває багато мікроорганізмів. Тому для знищення цвілевих грибків їм обкурюють сирі підвали, погреби, винні бочки та ін. Використовується також при перевезенні та зберіганні фруктів і ягід. У великих кількостях оксид сірки IV) застосовується для одержання сірчаної кислоти.

Важливе застосуваннязнаходить розчин гідросульфіту кальцію CaHSO 3 (сульфітний луг), яким обробляють деревину та паперову масу.

^ 4.4. Оксид сірки (VI). Сірчана кислота

Оксид сірки (VI) (див. табл. 20) - безбарвна рідина, що твердне при температурі 16,8 ° С у тверду кристалічну масу. Він дуже поглинає вологу, утворюючи сірчану кислоту: SO 3 +Н 2 O= H 2 SO 4

Таблиця 20. Властивості оксидів сірки

Розчинення оксиди сірки (VI) у воді супроводжується виділенням значної кількості теплоти.

Оксид сірки (VI) дуже добре розчинний у концентрованій сірчаній кислоті. Розчин SO 3 у безводній кислоті називається олеумом. Олеуми можуть містити до 70% SO3.

Отримання

1. Оксид сірки (VI) одержують окисленням сірчистого газу киснем повітря в присутності каталізаторів при температурі 450°С (див. Одержання сірчаної кислоти):

2SO 2 +O 2 =2SO 3

2. Іншим способом окислення SO 2 до SO 3 є використання як окислювач оксиду азоту (IV):

Утворюється оксид азоту (II) при взаємодії з киснем повітря легко і швидко перетворюється на оксид азоту (IV): 2NO+О 2 =2NO 2

Який знову може використовуватися в окисненні SO2. Отже, NO 2 виконує роль переносника кисню. Цей спосіб окиснення SO 2 до SO 3 називається нітрозним. Молекула SO 3 має форму трикутника, у центрі якого

Знаходиться атом сірки:

Така будова обумовлена взаємним відштовхуванням сполучних електронних пар. На їхнє утворення атом сірки надав шість зовнішніх електронів.

Хімічні властивості

1. SO 3 – типовий кислотний оксид.

2. Оксид сірки (VI) має властивості сильного окислювача.

Застосування

Оксид сірки (VI) використовують для виробництва сірчаної кислоти. Найбільше значеннямає контактний спосіботримання

Сірчаної кислоти. За цим способом можна отримати H2SO4 будь-якої концентрації, а також олеум. Процес складається з трьох стадій: одержання SO 2; окиснення SO 2 SO 3 ; отримання H 2 SO 4 .

SO 2 отримують випалом піриту FeS 2 у спеціальних печах: 4FeS 2 +11О 2 =2Fe 2 O 3 +8SO 2

Для прискорення випалу пірит попередньо подрібнюють, а більш повного вигоряння сірки вводять значно більше повітря (кисню), ніж потрібно з реакції. Газ, що виходить із печі випалу, складається з оксиду сірки (IV), кисню, азоту, сполук миш'яку (з домішок у колчедані) та пари води. Він називається випалювальним газом.

Випалювальний газ піддається ретельному очищенню, тому що навіть невеликий вміст сполук миш'яку, а також пилу та вологи отруює каталізатор. Від з'єднань миш'яку та від пилу газ очищають, пропускаючи його через спеціальні електрофільтри та промивну вежу; волога поглинається концентрованою сірчаною кислотою в сушильній вежі. Очищений газ, що містить кисень, нагрівається в теплообміннику до 450°C і надходить у контактний апарат. Усередині контактного апарату є решітчасті полиці, заповнені каталізатором.

Раніше як каталізатор використовували дрібнороздрібну металеву платину. Згодом вона була замінена сполуками ванадію - оксидом ванадію (V) V 2 O 5 або суль-фатом ванадила VOSO 4 , які дешевше платини і повільніше отруюються.

Реакція окиснення SO 2 SO 3 оборотна:

2SO 2 +О 2 2SO 3

Збільшення вмісту кисню в випалювальному газі підвищує вихід оксиду сірки (VI): при температурі 450 ° С він зазвичай досягає 95% і вище.

Утворений оксид сірки (VI) далі подають методом протиструму в поглинальну вежу, де він поглинається концентрованою сірчаною кислотою. У міру насичення спочатку утворюється безводна сірчана кислота, а потім олеум. Надалі олеум розбавляють до 98%-ної сірчаної кислоти і поставляють споживачам.

Структурна формула сірчаної кислоти:

^ Фізичні властивості

Сірчана кислота - важка безбарвна масляниста рідина, що кристалізується при +10,4°С, майже вдвічі ( =1,83 г/см 3) важче за воду, немає запаху, нелетуча. Вкрай гіг-роскопічна. Поглинає вологу з виділенням великої кількості теплоти, тому воду не можна приливати до концентрованої сірчаної кислоти - відбудеться розбризкування кислоти. Для раз-

Розведення треба сірчану кислоту приливати невеликими порціями до води.

Безводна сірчана кислота розчиняє до 70% окису сірки (VI). При нагріванні відщеплює SO 3 до тих пір, поки не утворюється розчин з масовою часткою H 2 SO 4 98,3%. Безводна H2SO4 майже не проводить електричний струм.

^ Хімічні властивості

1. З водою змішується у будь-яких співвідношеннях і утворює гідрати різного складу:

H 2 SO 4 Н 2 О, H 2 SO 4 2Н 2 О, H 2 SO 4 3Н 2 O, H 2 SO 4 4Н 2 О, H 2 SO 4 6,5 Н 2 O

2. Концентрована сірчана кислота обглинає органічні речовини - цукор, папір, дерево, волокно, забираючи від них елементи води:

З 12 Н 22 Про 11 +H 2 SO 4 =12С+H 2 SO 4 11Н 2 O

Вугілля, що утворилося, частково вступає у взаємодію з кислотою:

На поглинанні води сірчаною кислотою ґрунтується осушення газів.

Як сильна нелетюча кислота H 2 SO 4 витісняє інші кислоти із сухих солей:

NaNO 3 +H 2 SO 4 =NaHSO 4 +HNO 3

Однак якщо додавати, H 2 SO 4 до розчинів солей, то витіснення кислот не відбувається.

H 2 SO 4 - сильна двоосновна кислота: H 2 SO 4 Н + +HSO - 4 HSO - 4 H + +SO 2- 4

Має всі властивості нелетких сильних кислот.

Розведена сірчана кислота характеризується всіма властивостями кислот-неокислювачів. А саме: взаємодіє з метал-лами, які стоять в електрохімічному ряді напруг металів до водню:

Взаємодія з металами іде за рахунок відновлення іонів водню.

6. Концентрована сірчана кислота є енергійним окисником. При нагріванні окислює більшість металів, у тому числі і стоять в електрохімічному ряду напруг після водню, Не реагує тільки з платиною і золотом. Залежно від активності металу як продукт відновлення можуть бути S -2 , S ° і S +4 .

На холоді концентрована сірчана кислота не взаємодіє з такими сильними металами, як алюміній, залізо, хром. Це пояснюється пасивацією металів. Цю особливість широко використовують при її транспортуванні в залізній тарі.

Однак при нагріванні:

Таким чином, концентрована сірчана кислота взаємодіє з металами за рахунок відновлення атомів кислотоутворювача.

Якісною реакцією на сульфат-іон SO 2- 4 є утворення білого кристалічного осаду BaSO 4 , нерозчинного у воді і кислотах:

SO 2- 4 +Ba +2 BaSO 4 

Застосування

Сірчана кислота є найважливішим продуктомосновний хімічної промисловості, що займається виробництвом не-

Органічних кислот, лугів, солей, мінеральних добривта хлору.

За різноманітністю застосування сірчана кислота посідає перше місце серед кислот. Найбільша кількістьїї витрачається щоб одержати фосфорних і азотних добрив. Будучи нелет-чей, сірчана кислота використовується для отримання інших кис-лот - соляної, фтороводородної, фосфорної та оцтової.

Багато її йде для очищення нафтопродуктів - бензину, керо-сину, мастил - від шкідливих домішок. У машинобудуванні сірчаною кислотою очищають поверхню металу від оксидів перед покриттям (нікелюванням, хромуванням та ін.). Сірчану кислоту застосовують у виробництві вибухових речовин, штучних волокон, барвників, пластмас та багатьох інших. Її використовують для заливання акумуляторів.

Важливе значення мають солі сірчаної кислоти.

^ Сульфат натрію Na 2 SO 4 кристалізується з водних розчинів у вигляді гідрату Na 2 SO 4 10Н 2 Про, який називається глауберовою сіллю. Застосовується в медицині як проносний. Безводний сульфат натрію застосовують у виробництві соди та скла.

^ Сульфат амонію(NH 4) 2 SO 4 – азотне добриво.

Сульфат калію K 2 SO 4 – калійне добриво.

Сульфат кальцію СаSО 4 зустрічається в природі у вигляді мінералу гіпсу CaSO 4 2Н 2 О. При нагріванні до 150°С він втрачає частину води і переходить в гідрат складу 2CaSO 4 H 2 O, званий паленим гіпсом, або алебастром. Алебастр при замішуванні з водою в тістоподібну масу через деякий час знову затвердіває, перетворюючись на CaSO 4 2Н 2 О. Гіпс широко застосовується в будівельній справі (штукатурка).

^ Сульфат магнію MgSO 4 міститься в морській воді, обумовлюючи її гіркий смак. Кристалогідрат, званий гіркою сіллю, застосовують як проносне.

Купороси- технічна назва кристалогідратів сульфатів металів Fe, Cu, Zn, Ni, Co (зневоднені солі купоросами не є). Мідний купорос CuSO 4 5Н 2 О - отруйна речовина синього кольору. Його розведеним розчином обприскують рослини і протруюють насіння перед посівом. Залізний купорос FeSO 4 7Н 2 Про - світло-зелену речовину. Застосовують для боротьби зі шкідниками рослин, приготування чорнила, мінеральних фарб тощо. Цинковий купорос ZnSO 4 7Н 2 O використовують у виробництві мінеральних фарб, у ситцедрукуванні, медицині.

^ 4.5. Ефіри сірчаної кислоти. Тіосульфат натрію

До ефірів сірчаної кислоти відносяться діалкілсульфати (RO 2)SO 2 . Це висококиплячі рідини; нижчі розчиняються у воді; у присутності лугів утворюють спирт і солі сірчаної кислоти. Нижчі діалкілсульфати - алкілуючі агенти.

Діетилсульфат(C 2 H 5) 2 SO 4 . Температура плавлення -26 ° С, температура кипіння 210 ° С, розчинний у спиртах, нерозчинний у воді. Отриманий взаємодією сірчаної кислоти з етанолом. Є етілюючим агентом в органічному синтезі. Проникає через шкіру.

Диметилсульфат(CH 3) 2 SO 4 . Температура плавлення –26,8°С, температура кипіння 188,5°С. Розчинний у спиртах, погано – у воді. Реагує з аміаком без розчинника (з вибухом); сульфує деякі ароматичні з'єднання, наприклад ефіри фенолів. Отримують взаємодією 60%-ного олеуму з метанолом при 150°С, Є метилуючим агентом в органічному синтезі. Канцероген вражає очі, шкіру, органи дихання.

^ Тіосульфат натрію Na 2 S 2 O 3

Сіль тіосерної кислоти, в якій два атоми сірки мають різні ступені окислення: +6 та -2. Кристалічна речовина, добре розчинна у воді. Випускається у вигляді кристалогідрату Na 2 S 2 O 3 5Н 2 O, в побуті званий гіпосульфітом. Отримують взаємодією сульфіту натрію з сіркою при кип'ятінні:

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

Як і тіосерна кислота є сильним відновником, Легко окислюється хлором до сірчаної кислоти:

Na 2 S 2 O 3 +4Сl 2 +5Н 2 О=2H 2 SO 4 +2NaCl+6НСl

На цій реакції було засноване застосування натрію тіосульфату для поглинання хлору (у перших протигазах).

Дещо інакше відбувається окислення тіосульфату натрію слабкими окисниками. При цьому утворюються солі тетратіонової кислоти, наприклад:

2Na 2 S 2 O 3 +I 2 =Na 2 S 4 O 6 +2NaI

Тіосульфат натрію є побічним продуктом у виробництві NaHSO 3 , сірчистих барвників, при очищенні промислових газів від сірки. Застосовується видалення слідів хлору після відбілювання тканин, Для вилучення срібла з руд; є фіксажем у фотографії, реактивом в йодометрії, протиотруту при отруєнні сполуками миш'яку, ртуті, протизапальним засобом.

Оксид сірки (IV) та сірчиста кислота

Отримання

1. В лабораторних умовах оксид сірки (IV) одержують із солей сірчистої кислоти дією на них сильними кислотами:

Na 2 SO 3 +H 2 SO 4 =Na 2 SO 4 +S0 2 +H 2 O 2NaHSO 3 +H 2 SO 4 =Na 2 SO 4 +2SO 2 +2H 2 O 2HSO - 3 +2H + =2SO 2 + 2H 2 O

Cu+2H 2 SO 4 =CuSO 4 +SO 2 +2Н 2

Cu+4Н + +2SO 2- 4 =Cu 2+ + SO 2- 4 +SO 2 +2H 2 O

3. Оксид сірки (IV) утворюється також при спалюванні сірки у повітрі чи кисні:

4FeS 2 +11О 2 =2Fe 2 O 3 +8SO 2

Структурна формула молекули SO 2:

В утворенні зв'язків у молекулі SO 2 беруть участь чотири електрони сірки та чотири електрони від двох атомів кисню. Взаємне відштовхування зв'язувальних електронних пар та неподіленої електронної пари сірки надає молекулі кутової форми.

Хімічні властивості

1. Оксид сірки (IV) виявляє всі властивості кислотних оксидів:

Взаємодія з водою,

Взаємодія з лугами,

Взаємодія із основними оксидами.

2. Для оксиду сірки (IV) характерні відновлювальні властивості:

S +4 O 2 +O 0 2 «2S +6 O -2 3 (у присутності каталізатора, при нагріванні)

Але в присутності сильних відновників SO 2 поводиться як окислювач:

SO 2 +Н 2 О«H 2 SO 3

Реакція оборотна. У водному розчині оксид сірки (IV) та сірчиста кислота знаходяться у хімічній рівновазі, яку можна зміщувати. При зв'язуванні H 2 SO 3 (нейтралізація кисло-

ти) реакція протікає у бік утворення сірчистої кислоти; при видаленні SO 2 (продування через розчин азоту або нагрівання) реакція протікає у бік вихідних речовин. У розчині сірчистої кислоти завжди є оксид сірки (IV), який надає йому різкого запаху.

Сірчиста кислота має всі властивості кислот. У розчині дисоціює ступінчасто:

H 2 SO 3 Н + +HSO - 3 HSO - 3 Н + +SO 2- 3

Термічно нестійка, летюча. Сірчиста кислота, як двоосновна, утворює два типи солей:

Середні – сульфіти (Na 2 SO 3);

Кислі – гідросульфіти (NaHSO 3).

Сульфіти утворюються при повній нейтралізації кислоти лугом:

H 2 SO 3 +2NaOH=Na 2 SO 3 +2Н 2 Про

Гідросульфіти виходять при нестачі лугу:

H 2 SO 3 +NaOH=NaHSO 3 +Н 2

Сірчиста кислота та її солі мають як окисні, так і відновлювальні властивості, що визначається природою партнера по реакції.

1. Так, під дією кисню сульфіти окислюються до сульфатів:

2Na 2 S +4 O 3 +О 0 2 =2Na 2 S +6 O -2 4

Ще легше протікає окислення сірчистої кислоти бромом та перманганатом калію:

5H 2 S +4 O 3 +2KMn +7 O 4 =2H 2 S +6 O 4 +2Mn +2 S +6 O 4 +K 2 S +6 O 4 +3Н 2 O

2. У присутності ж більш енергійних відновників сульфіти виявляють окисні властивості:

Із солей сірчистої кислоти розчиняються майже всі гідросульфіти та сульфіти лужних металів.

3. Оскільки H 2 SO 3 є слабкою кислотою, при дії кислот на сульфіти та гідросульфіти відбувається виділення SO 2 . Цей метод зазвичай використовують при отриманні SO 2 у лабораторних умовах:

NaHSO 3 +H 2 SO 4 =Na 2 SO 4 +SO 2 +H 2 O

Na 2 SO 3 +НОН«NaHSO 3 +NaOH

Застосування

Оксид сірки (IV) та сірчиста кислота знебарвлюють багато барвників, утворюючи з ними безбарвні сполуки. Останні можуть знову розкладатися при нагріванні або на світлі, внаслідок чого фарбування відновлюється. Отже, білить SO 2 і H 2 SO 3 відрізняється від дії білка хлору. Зазвичай рксидом сірки (IV) білять шерсть, шовк та солому.

Оксид сірки (IV) вбиває багато мікроорганізмів. Тому для знищення цвілевих грибків ним обкурюють сирі підвали, льохи, винні бочки та ін. Використовується також при перевезенні та зберіганні фруктів та ягід. У великих кількостях оксид сірки IV) застосовується для одержання сірчаної кислоти.

Важливе застосування знаходить розчин гідросульфіту кальцію CaHSO 3 (сульфітний луг), яким обробляють деревину та паперову масу.