So2 реакції. Сірчистий газ. Формула, отримання, хімічні властивості. Систематичні і тривіальні назви речовини

ВИЗНАЧЕННЯ

сірчистий газ (Оксид сірки (IV), діоксид сірки) в звичайних умовах являє собою безбарвний газ з характерним різким запахом (температура плавлення дорівнює (-75,5 o C), кипіння - (-10,1 o C).

Розчинність оксиду сірки (IV) у воді досить велика (при звичайних умовах близько 40 обсягів SO 2 на один об'єм води). Водний розчин діоксиду сірки називається сірчистої кислотою.

Хімічна формула сірчаного газу

Хімічна формула сірчаного газу - SO 2. Вона показує, що в складі молекули цього складного речовини знаходиться один атом сірки (Ar \u003d 32 а.е.м.) і два атоми кисню (Ar \u003d 16 а.е.м.). За хімічною формулою можна обчислити молекулярну масу сірчистого газу:

Mr (SO 2) \u003d Ar (S) + 2 × Ar (O) \u003d 32 + 2 × 16 \u003d 32 + 32 \u003d 64

Структурна (графічна) формула сірчистого газу

Більш наочною є структурна (графічна) формула сірчистого газу. Вона показує те, як пов'язані атоми між собою всередині молекули. Будова молекули SO 2 (рис. 1) аналогічна будові молекули озону O 3 (OO 2), але молекула відрізняється високою термічною стійкістю.

Мал. 1. Будова молекули сірчистого газу із зазначенням валентних кутів між зв'язками і довжин хімічних зв'язків.

Що показують розподіл електронів в атомі по енергетичних подуровням прийнято зображати тільки для окремих хімічних елементів, проте для сірчистого газу можна уявити і таку формулу:

Приклади розв'язання задач

ПРИКЛАД 1

ПРИКЛАД 2

Сірчистий газ має молекулярну будову, аналогічне озону. Атом сірки, що знаходиться в центрі молекули, пов'язаний з двома атомами кисню. Цей газоподібний продукт окислення сірки не має кольору, видає різкий запах, при зміні умов легко конденсується в прозору рідину. Речовина добре розчиняється в воді, має антисептичні властивості. У великих кількостях отримують SO 2 в хімічній промисловості, а саме в циклі сірчанокислотного виробництва. Газ широко використовується для обробки сільськогосподарських і харчових продуктів, відбілювання тканин в текстильній промисловості.

Систематичні і тривіальні назви речовини

Необхідно розібратися в різноманітті термінів, що відносяться до одного і того ж з'єднанню. Офіційна назва з'єднання, хімічний склад якого відображає формула SO 2, - діоксид сірки. ІЮПАК рекомендує використовувати цей термін і його англійський аналог - Sulfur dioxide. Підручники для шкіл і ВНЗ частіше згадують ще таку назву - оксид сірки (IV). Римською цифрою в дужках позначена валентність атома S. Кисень в цьому оксиді двухвалентен, а окислительное число сірки +4. У технічній літературі використовуються такі застарілі терміни, як сірчистий газ, ангідрид сірчистої кислоти (продукт її дегідратації).

Склад і особливості молекулярної будови SO 2

Молекула SO 2 утворена одним атомом сірки і двома атомами кисню. Між ковалентними зв'язками є кут, що становить 120 °. В атомі сірки відбувається sp2-гібридизація - вирівнюються по формі і енергії хмари одного s і двох p-електронів. Саме вони беруть участь в утворенні ковалентного зв'язку між сірою і киснем. У парі О-S відстань між атомами становить 0,143 нм. Кисень більш електронегативний елемент, ніж сірка, значить, що зв'язують пари електронів зміщуються від центру до зовнішніх кутах. Вся молекула теж поляризована, негативний полюс - атоми О, позитивний - атом S.

Деякі фізичні параметри діоксиду сірки

Оксид чотиривалентної сірки при звичайних показниках навколишнього середовища зберігає газоподібне агрегатний стан. Формула сірчистого газу дозволяє визначити його відносну молекулярну і молярну маси: Mr (SO 2) \u003d 64,066, М \u003d 64,066 г / моль (можна округляти до 64 г / моль). Цей газ майже в 2,3 рази важчий за повітря (М (пов.) \u003d 29 г / моль). Діоксид володіє різким специфічним запахом палаючої сірки, який важко переплутати з яким-небудь іншим. Він неприємний, подразнює слизові покриви очей, викликає кашель. Але оксид сірки (IV) не такий отруйний, як сірководень.

Під тиском при кімнатній температурі газоподібний сірчистий ангідрид скраплюється. При низьких температурах речовина знаходиться в твердому стані, плавиться при -72 ... -75,5 ° C. При подальшому підвищенні температури з'являється рідина, а при -10,1 ° C знову утворюється газ. Молекули SO 2 є термічно стійкими, розкладання на атомарному сірку і молекулярний кисень відбувається при дуже високих температурах (близько 2800 ° С).

Розчинність і взаємодія з водою

Діоксид сірки при розчиненні у воді частково взаємодіє з нею з утворенням дуже слабкою сірчистої кислоти. У момент отримання вона тут же розкладається на ангідрид і воду: SO 2 + Н 2 О ↔ Н 2 SO 3. Насправді в розчині присутні не сірчиста кислота, а гідратовані молекули SO 2. Газоподібний діоксид краще взаємодіє з прохолодною водою, його розчинність знижується з підвищенням температури. При звичайних умовах може розчинитися в 1 об'ємі води до 40 обсягів газу.

Сірчистий газ в природі

Значні обсяги діоксиду сірки виділяються з вулканічними газами і лавою під час вивержень. Багато видів антропогенної діяльності теж призводять до підвищення концентрації SO 2 в атмосфері.

Сірчистий ангідрид поставляють в повітря металургійні комбінати, де не уловлюються гази при випалюванні руди. Багато видів паливних копалин містять сірку, в результаті значні обсяги діоксиду сірки виділяється в атмосферне повітря при спалюванні вугілля, нафти, газу, отриманого з них пального. Сірчистий ангідрид стає токсичним для людини при концентрації в повітрі понад 0,03%. У людини починається задишка, можуть наступити явища, що нагадують бронхіт і запалення легенів. Дуже висока концентрація в атмосфері діоксиду сірки може призвести до сильного отруєння або летального результату.

Сірчистий газ - отримання в лабораторії і в промисловості

Лабораторні способи:

1. При спалюванні сірки в колбі з киснем або повітрям виходить діоксид за формулою: S + O 2 \u003d SO 2.
2. Можна подіяти на солі сірчистої кислоти сильнішими неорганічними кислотами, краще взяти соляну, але можна розбавлену сірчану:

• Na 2 SO 3 + 2HCl \u003d 2NaCl + H 2 SO 3;
• Na 2 SO 3 + H 2 SO 4 (разб.) \u003d Na 2 SO 4 + H 2 SO 3;
• H 2 SO 3 \u003d Н 2 О + SO 2.

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

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

Сучасні способи промислового виробництва сірчистого ангідриду:

1. Окислення природної сірки при її спалюванні в спеціальних топках: S + О 2 \u003d SO 2.
2. Випал залізного колчедану (піриту).

Основні хімічні властивості діоксиду сірки

Сірчистий газ є активною сполукою в хімічному плані. В окисно-відновних процесах ця речовина частіше виступає в якості відновника. Наприклад, при взаємодії молекулярного брому з діоксидом сірки продуктами реакції є сірчана кислота і бромоводород. Окисні властивості SO 2 проявляються, якщо пропускати цей газ через сірководневу воду. В результаті виділяється сірка, відбувається самоокислення-самовідновлення: SO 2 + 2H 2 S \u003d 3S + 2H 2 O.

Діоксид сірки проявляє кислотні властивості. Йому відповідає одна з найслабших і нестійких кислот - сірчиста. Це з'єднання в чистому вигляді не існує, виявити кислотні властивості розчину діоксиду сірки можна за допомогою індикаторів (лакмус рожевіє). Сірчиста кислота дає середні солі - сульфіти і кислі - гідросульфіти. Серед них зустрічаються стабільні сполуки.

Процес окислення сірки в диоксиде до шестивалентного стану в ангідриді сірчаної кислоти - каталітичний. Вийшло речовина енергійно розчиняється в воді, реагує з молекулами Н2О Реакція є екзотермічної, утворюється сірчана кислота, вірніше, її гідратованих форма.

Практичне використання сірчистого газу

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

1. Отримання сірчистого ангідриду при спалюванні сірки в особливих печах.
2. Очищення отриманого діоксиду сірки від всіляких домішок.
3. Подальше окислення до шестивалентній сірки в присутності каталізатора.
4. Абсорбція триоксид сірки водою.

Раніше майже всю двоокис сірки, необхідну для виробництва сірчаної кислоти в промислових масштабах, отримували при випалюванні піриту як побічний продукт сталеплавильного виробництва. Нові види переробки металургійної сировини менше використовують спалювання руди. Тому основним вихідним речовиною для сірчанокислотного виробництва в останні роки стала природна сірка. Значні світові запаси цієї сировини, його доступність дозволяють організувати широкомасштабну переробку.

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

Діоксид сірки володіє відмінними дезинфікуючими властивостями, що знаходить застосування в боротьбі з грибками і бактеріями. Сірчистим ангідридом обкурюють сховища сільськогосподарської продукції, винні бочки і підвали. Використовується SO 2 в харчовій промисловості як консервуючи та антибактеріальну речовину. Додають його в сиропи, вимочують у ньому свіжі плоди. Сульфітізація
соку цукрових буряків знебарвлює і знезаражує сировину. Консервовані овочеві пюре і соки теж містять діоксид сірки в якості антиокислювального і консервує агента.

Оксид сірки (сірчистий газ, сірки діоксид, ангідрид сірчистий) - це безбарвний газ, який має в в нормальних умовах різкий характерний запах (схожий на запах загорающейся сірники). Зріджується під тиском при кімнатній температурі. Сірчистий газ розчинний у воді, при цьому утворюється нестійка сірчана кислота. Також ця речовина розчиняється в сірчаної кислоти і етанолі. Це один з основних компонентів, що входять до складу вулканічних газів.

1. Діоксид сірки розчиняється в воді, при цьому утворюється сірчиста кислота. У звичайних умовах дана реакція оборотна.

SO2 (діоксид сірки) + H2O (вода) \u003d H2SO3 (сірчиста кислота).

2. З лугами діоксид сірки утворює сульфіти. Наприклад: 2NaOH (гідроксид натрію) + SO2 (сірчистий газ) \u003d Na2SO3 (сульфіт натрію) + H2O (вода).

3. Хімічна активність сірчистого газу досить велика. Найбільш виражені відновні властивості сірчистого ангідриду. У таких реакціях ступінь окислення сірки підвищується. Наприклад: 1) SO2 (діоксид сірки) + Br2 (бром) + 2H2O (вода) \u003d H2SO4 (сірчана кислота) + 2HBr (бромоводород); 2) 2SO2 (діоксид сірки) + O2 (кисень) \u003d 2SO3 (сульфіт); 3) 5SO2 (діоксид сірки) + 2KMnO4 (перманганат калію) + 2H2O (вода) \u003d 2H2SO4 (сірчана кислота) + 2MnSO4 (сульфат марганцю) + K2SO4 (сульфат калію).

Остання реакція - це приклад якісної реакції на SO2 і SO3. Відбувається знебарвлення розчину фіолетового кольору).

4. В умовах присутності сильних відновників сірчистий ангідрид може проявляти властивості окисні. Наприклад, для того щоб в металургійній промисловості витягти сірку з газів, що відходять, використовують відновлення діоксиду сірки оксидом вуглецю (CO): SO2 (діоксид сірки) + 2CO (оксид вуглецю) \u003d 2CO2 + S (сірка).

Також окисні властивості цієї речовини використовують в цілях отримання фосфорноварістой ксілоти: PH3 (фосфін) + SO2 (сірчистий газ) \u003d H3PO2 (фосфорноварістая кислота) + S (сірка).

Де застосовують сірчистий газ

В основному діоксид сірки використовують для отримання кислоти сірчаної. Також його застосовують як у виробництві слабоалкогольних напоїв (вино та інші напої середньої цінової категорії). Завдяки властивості цього газу вбивати різні мікроорганізми, їм обкурюють складські приміщення та овочесховища. Крім цього, оксид сірки використовують для відбілювання вовни, шовку, соломи (тих матеріалів, які не можна відбілити хлором). У лабораторіях сірчистий газ застосовують як розчинник і в цілях отримання різних солей кислоти сірчистої.

фізіологічний вплив

Сірчистий газ має сильні токсичні властивості. Симптоми отруєння - це кашель, нежить, охриплість голосу, своєрідний присмак у роті, сильне першіння в горлі. При вдиханні діоксиду сірки в високих концентраціях виникає утруднення ковтання і задуха, розлад мови, нудота і блювота, можливий розвиток гострого набряку легенів.

ГДК сірчистого газу:
- в приміщенні - 10 мг / м³;
- середньодобова максимально-разова в атмосферному повітрі - 0,05 мг / м³.

Чутливість до діоксиду сірки у окремих людей, рослин і тварин різна. Наприклад, серед дерев найбільш стійкі дуб і береза, а найменш - ялина і сосна.

Сірководень - H2S

Сполуки сірки -2, +4, +6. Якісні реакції на сульфіди, сульфіти, сульфати.

Отримання при взаємодії:

1. водню із сіркою при t - 300 0

2. при дії на сульфіди мінеральних кислот:

Na 2 S + 2HCl \u003d 2 NaCl + H 2 S

Фізичні властивості:

газ без кольору, із запахом тухлих яєць, отруйний, важчий за повітря, розчинний у воді, утворює слабкий сірководневу кислоту.

Хімічні властивості

Кислотно-основні властивості

1. Розчин сірководню у воді - сірководнева кислота - є слабкою двухосновной кислотою, тому діссоціаціірует східчасто:

H 2 S ↔ HS - + H +

HS - ↔ H - + S 2

2.Сероводородная кислота має загальні властивості кислот, реагує з металами, основними оксидами, основами, солями:

H 2 S + Ca \u003d CaS + H 2

H 2 S + CaO \u003d CaS + H 2 O

H 2 S + 2NaOH \u003d Na 2 S + 2H 2 O

H 2 S + CuSO 4 \u003d CuS ↓ + H 2 SO 4

Всі кислі солі - гідросульфіди - добре розчинні у воді. Нормальні солі-сульфіди - розчиняються у воді по-різному: добре розчинними є сульфіди лужних і лужноземельних металів, сульфіди інших металів у воді нерозчинні, а сульфіди міді, свинцю, ртуті та деяких інших важких металів не розчиняються навіть в кислотах (крім азотної кислоти)

CuS + 4HNO 3 \u003d Cu (NO 3) 2 + 3S + 2NO + 2H 2 O

Розчинні сульфіди піддаються гідролізу - за аніоном.

Na 2 S ↔ 2Na + + S 2

S 2 + HOH ↔HS - + OH -

Na 2 S + Н 2 О ↔ NaНS + NaOH

Якісною реакцією на сірководневу кислоту і її розчинні солі (тобто на сульфід-іон S 2-) є взаємодія їх з розчинними солями свинцю, при цьому утворюється осад PbS чорного кольору

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

Pb 2+ + S 2 \u003d PbS ↓

Виявляє тільки відновні властивості, тому що атом сірки має нижчу ступінь окислення -2

1. з киснем

а) з недоліком

2H 2 S -2 + O 2 0 \u003d S 0 + 2H 2 O -2

б) з надлишком кисню

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

2. з галогенами (знебарвлення бромної води)

H 2 S -2 + Br 2 \u003d S 0 + 2HBr -1

3. з конц. HNO 3

H 2 S + 2HNO 3 (к) \u003d S + 2NO 2 + 2H 2 O

б) з сильними окислювачами (KMnO 4, K 2 CrO 4 в кислому середовищі)

2KMnO 4 + 3H 2 SO 4 + 5H 2 S \u003d 5S + 2MnSO 4 + K 2 SO 4 + 8H 2 O

в) сірководнева кислота окислюється не тільки сильними окислювачами, а й більш слабкими, наприклад, солями заліза (III), сірчистої кислотою і т.д.

2FeCl 3 + H 2 S \u003d 2FeCl 2 + S + 2HCl

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

отримання

1. горіння сірки в кисні.

2. горіння сірководню в надлишку О2

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

3. окислення сульфідів

2CuS + 3O 2 \u003d 2SO 2 + 2CuO

4. взаємодія сульфітів з кислотами

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

5. взаємодія металів ряду активності після (Н 2) з конц. H 2 SO 4

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

Фізичні властивості

Газ, без кольору, з задушливим запахом паленої сірки, отруйний, важчий за повітря більш, ніж в 2 рази, добре розчинний у воді (при кімнатній температурі в одному обсязі розчиняється близько 40 обсягів газу).

Хімічні властивості:

Кислотно-основні властивості

SO 2 - типовий кислотний оксид.

1.со лугами, утворюючи два типи солей: сульфіти і гідросульфіти

2KOH + SO 2 \u003d K 2 SO 3 + H 2 O

KOH + SO 2 \u003d KНSO 3 + H 2 O

2.с основними оксидами

K 2 O + SO 2 \u003d K 2 SO 3

3. з водою утворюється слабка сірчиста кислота

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

Сірчиста кислота існує лише в розчині, є слабкою кислотою,

володіє всіма загальними властивостями кислот.

4. якісна реакція на сульфіт - іон - SO 3. 2 - дія мінеральних кислот

Na 2 SO 3 + 2HCl \u003d 2Na 2 Cl + SO 2 + H 2 O запах паленої сірки

Окислювально-відновні властивості

В ОВР може бути як окислювачем, так і відновлювачем, тому що атом сірки в SO 2 має проміжну ступінь окислення +4.

Як окислювач:

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

Як відновник:

2SO 2 + O 2 \u003d 2SO 3

Cl 2 + SO 2 + 2H 2 O \u003d H 2 SO 4 + 2HCl

2KMnO 4 + 5SO 2 + 2H 2 O \u003d K 2 SO 4 + 2H 2 SO 4 + 2MnSO 4

Оксид сірки (VI) SO 3 (сірчаний ангідрид)

отримання:

Окислення сірчистого газу

2SO 2 + О 2 \u003d 2SO 3 ( t 0, kat)

Фізичні властивості

Безбарвна рідина, при температурі нижче 17 0 С перетворюється в білу кристалічну масу. Термічно нестійке з'єднання, повністю розкладається при 700 0 С. Добре розчинний у воді, в безводному сірчаної кислоти і реагує з нею з утворенням олеума

SO 3 + H 2 SO 4 \u003d H 2 S 2 O 7

Хімічні властивості

Кислотно-основні властивості

Типовий кислотний оксид.

1.со лугами, утворюючи два типи солей: сульфати і гидросульфати

2KOH + SO 3 \u003d K 2 SO 4 + H 2 O

KOH + SO 3 \u003d KНSO 4 + H 2 O

2.с основними оксидами

СаО + SO 2 \u003d СаSO 4

3. з водою

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

Окислювально-відновні властивості

Оксид сірки (VI) - сильний окислювач, зазвичай відновлюється до SO 2

3SO 3 + H 2 S \u003d 4SО 2 + H 2 O

Сірчана кислота H 2 SO 4

Отримання сірчаної кислоти

У промисловості кислоту отримують контактним способом:

1. випал піриту

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

2. окислення SO 2 в SO 3

2SO 2 + О 2 \u003d 2SO 3 ( t 0, kat)

3. розчинення SO 3 в сірчаної кислоти

nSO 3 + H 2 SO 4 \u003d H 2 SO 4 ∙ nSO 3 (олеум)

H 2 SO 4 ∙ nSO 3 + Н 2 О \u003d H 2 SO 4

Фізичні властивості

H 2 SO 4 - важка масляниста рідина, без запаху і кольору, гігроскопічна. Змішується з водою в будь-яких відносинах, при розчиненні концентрованої сірчаної кислоти у воді виділяється велика кількість теплоти, тому її треба обережно доливати у воду, а не навпаки (спочатку вода, потім кислота, інакше трапиться велика біда)

Розчин сірчаної кислоти у воді з вмістом H 2 SO 4 менше 70% зазвичай називають розбавленою сірчаною кислотою, більше 70% - концентрованої.

Хімічні властивості

Кислотно-основні

Розбавлена \u200b\u200bсірчана кислота проявляє всі характерні властивості сильних кислот. У водному розчині дисоціює:

H 2 SO 4 ↔ 2H + + SO 4 2-

1. з основними оксидами

MgO + H 2 SO 4 \u003d MgSO 4 + H 2 O

2. з підставами

2NaOH + H 2 SO 4 \u003d Na 2 SO 4 + 2H 2 O

3. з солями

BaCl 2 + H 2 SO 4 \u003d BaSO 4 ↓ + 2HCl

Ba 2 + SO 4 2 \u003d BaSO 4 ↓ (білий осад)

Якісна реакція на сульфат-іон SO 4 2-

Завдяки більш високої температури кипіння, в порівнянні з іншими кислотами сірчана кислота при нагріванні витісняє їх з солей:

NaCl + H 2 SO 4 \u003d HCl + NaHSO 4

Окислювально-відновні властивості

У розведеної H 2 SO 4 окислювачами є іони Н +, а в концентрованій - сульфат -іони SO 4 2

У розведеної сірчаної кислоти розчиняються метали, що знаходяться в ряду активності до водню, при цьому утворюються сульфати і виділяється водень

Zn + H 2 SO 4 \u003d ZnSO 4 + H 2

Концентрована сірчана кислота - енергійний окислювач особливо при нагріванні. Вона окисляє багато метали, неметали, неорганічні і органічні речовини.

H 2 SO 4 (к) окислювач S +6

З більш активними металами сірчана кислота в залежності від концентрації може відновлюватися до різноманітних продуктів

Zn + 2H 2 SO 4 \u003d ZnSO 4 + SO 2 + 2H 2 O

3Zn + 4H 2 SO 4 \u003d 3ZnSO 4 + S + 4H 2 O

4Zn + 5H 2 SO 4 \u003d 4ZnSO 4 + H 2 S + 4H 2 O

Концентрована сірчана кислота окисляє деякі неметали (сірку, вуглець, фосфор і ін.), Відновлюючись до оксиду сірки (IV)

S + 2H 2 SO 4 \u003d 3SO 2 + 2H 2 O

C + 2H 2 SO 4 \u003d 2SO 2 + CO 2 + 2H 2 O

Взаємодія з деякими складними речовинами

H 2 SO 4 + 8HI \u003d 4I 2 + H 2 S + 4 H 2 O

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

Солі сірчаної кислоти

2 типу солей: сульфати і гидросульфати

Солі сірчаної кислоти мають всі загальні властивості солей. Особливим є їхнє ставлення до нагрівання. Сульфати активних металів (Na, K, Ba) не розкладаються навіть при нагріванні понад 1000 0 С, солі менш активних металів (Al, Fe, Cu) розкладаються навіть при невеликому нагріванні