Что такое сульфиты в химии

СУЛЬФИТЫ

СУЛЬФИТЫ — соли сернистой кислоты H₂S0₃ — средние (напр. Na₂S0₃) и кислые, или гидросульфиты (напр. NaHS0₃). В водных растворах окисляются до сульфатов (см.). Используются в текстильной промышленности при печатании и крашении, в производстве древесной целлюлозы, в фотографии и органическом синтезе.

Смотреть что такое «СУЛЬФИТЫ» в других словарях:

Сульфиты — Сульфиты соли сернистой кислоты H2SO3. Содержание 1 Виды сульфитов 2 Свойства сульфитов 3 Получение … Википедия

СУЛЬФИТЫ — соли и эфиры сернистой кислоты Н2SO3. Соли средние (напр., Na2SO3) и кислые, или гидросульфиты (NaHSO3). В водных растворах окисляются до сульфатов. Используются в текстильной промышленности при печатании и крашении (КНSO3, NaHSO3), в… … Большой Энциклопедический словарь

сульфиты — ов; мн. (ед. сульфит, а; м.). [от лат. sulphur сера] Хим. Соли сернистой кислоты (используются в текстильной промышленности и фотографии). С. натрия. ◁ Сульфитный, ая, ое. С ые смеси. С. щёлок (образующийся при варке целлюлозы). С ая целлюлоза… … Энциклопедический словарь

сульфиты — sulfitai statusas T sritis chemija apibrėžtis 1. ↑ *trioksosulfatas (2–); 2. ↑ *sulfitas; 3. ↑ pirosulfitas; 4. ↑ polisulfitas. atitikmenys: angl. sulfites rus. сульфиты … Chemijos terminų aiškinamasis žodynas

Сульфиты — соли сернистой кислоты (См. Сернистая кислота) H2SO3. Существует два ряда С.: средние (нормальные) общей формулы M2SO3 и кислые (Гидросульфиты) общей формулы MHSO3 (М одновалентный металл). Средние, за исключением С. щелочных металлов и… … Большая советская энциклопедия

Сульфиты — мн. Соли сернистой кислоты. Толковый словарь Ефремовой. Т. Ф. Ефремова. 2000 … Современный толковый словарь русского языка Ефремовой

СУЛЬФИТЫ — (от лат. sulphur, sulfur сера) соли сернистой к ты H2SO3: средние (напр., Na2SO3 и K2SO3, применяемые в фотографии и для беления тканей) и кислые, или гидросульфиты [напр., Ca(HSO3)2, используемый при получении целлюлозы из древесины] … Большой энциклопедический политехнический словарь

СУЛЬФИТЫ — соли и эфиры сернистой кислоты Н2SО3Соли средние (напр., Na2SO3) и кислые, или гидросульфиты (NaHSO3). В вод. р рах окисляются до сульфатов. Используются в текст, пром сти при печатании и крашении (КНSО3, NаНSО3), в произ ве древесной целлюлозы… … Естествознание. Энциклопедический словарь

сульфиты — сульф иты, ов, ед. ч. ф ит, а (соли сернистой кислоты) … Русский орфографический словарь

Источник

СУЛЬФИТЫ

Смотреть что такое «СУЛЬФИТЫ» в других словарях:

Сульфиты — Сульфиты соли сернистой кислоты H2SO3. Содержание 1 Виды сульфитов 2 Свойства сульфитов 3 Получение … Википедия

СУЛЬФИТЫ — соли и эфиры сернистой кислоты Н2SO3. Соли средние (напр., Na2SO3) и кислые, или гидросульфиты (NaHSO3). В водных растворах окисляются до сульфатов. Используются в текстильной промышленности при печатании и крашении (КНSO3, NaHSO3), в… … Большой Энциклопедический словарь

СУЛЬФИТЫ — соли сернистой кислоты H2S03 средние (напр. Na2S03) и кислые, или гидросульфиты (напр. NaHS03). В водных растворах окисляются до (см.). Используются в текстильной промышленности при печатании и крашении, в производстве древесной целлюлозы, в… … Большая политехническая энциклопедия

сульфиты — ов; мн. (ед. сульфит, а; м.). [от лат. sulphur сера] Хим. Соли сернистой кислоты (используются в текстильной промышленности и фотографии). С. натрия. ◁ Сульфитный, ая, ое. С ые смеси. С. щёлок (образующийся при варке целлюлозы). С ая целлюлоза… … Энциклопедический словарь

сульфиты — sulfitai statusas T sritis chemija apibrėžtis 1. ↑ *trioksosulfatas (2–); 2. ↑ *sulfitas; 3. ↑ pirosulfitas; 4. ↑ polisulfitas. atitikmenys: angl. sulfites rus. сульфиты … Chemijos terminų aiškinamasis žodynas

Сульфиты — соли сернистой кислоты (См. Сернистая кислота) H2SO3. Существует два ряда С.: средние (нормальные) общей формулы M2SO3 и кислые (Гидросульфиты) общей формулы MHSO3 (М одновалентный металл). Средние, за исключением С. щелочных металлов и… … Большая советская энциклопедия

Сульфиты — мн. Соли сернистой кислоты. Толковый словарь Ефремовой. Т. Ф. Ефремова. 2000 … Современный толковый словарь русского языка Ефремовой

СУЛЬФИТЫ — соли и эфиры сернистой кислоты Н2SО3Соли средние (напр., Na2SO3) и кислые, или гидросульфиты (NaHSO3). В вод. р рах окисляются до сульфатов. Используются в текст, пром сти при печатании и крашении (КНSО3, NаНSО3), в произ ве древесной целлюлозы… … Естествознание. Энциклопедический словарь

сульфиты — сульф иты, ов, ед. ч. ф ит, а (соли сернистой кислоты) … Русский орфографический словарь

Источник

Соединения серы

Сероводород

Получение сероводорода

Физические свойства и строение сероводорода

Сероводород H₂S – это бинарное летучее водородное соединение соединение с серой. H₂S — бесцветный ядовитый газ, с неприятным удушливым запахом тухлых яиц. При концентрации > 3 г/м 3 вызывает смертельное отравление.

Сероводород тяжелее воздуха и легко конденсируется в бесцветную жидкость. Растворимость в воде H₂S при обычной температуре составляет 2,5.

В твердом состоянии имеет молекулярную кристаллическую решетку.

Качественная реакция для обнаружения сероводорода

Для обнаружения анионов S 2- и сероводорода используют реакцию газообразного H₂S с Pb(NO₃)₂:

Влажная бумага, смоченная в растворе Pb(NO₃)₂ чернеет в присутствии H₂S из-за получения черного осадка PbS.

Химические свойства серы

H₂S является сильным восстановителем

При взаимодействии H₂S с окислителями образуются различные вещества — S, SО₂, H₂SO₄

1-я ступень: H₂S → Н + + HS —

2-я ступень: HS — → Н + + S 2-

H₂S очень слабая кислота, несмотря на это имеет характерные для кислот химические свойства. Взаимодействует:

Реакция с нитратом свинца в растворе – это качественная реакция на сероводород и сульфид-ионы.

Сульфиды

Получение сульфидов

S + Fe → FeS

Физические свойства сульфидов

Сульфиды – это бинарные соединения серы с элементами с меньшей электроотрицательностью, в том числе с некоторыми неметаллами (С, Si, Р, As и др.).

По растворимости в воде и кислотах сульфиды классифицируют на:

По цвету сульфиды можно разделить на:

Химические свойства сульфидов

Обратимый гидролиз сульфидов

При нагревании растворов сульфидов гидролиз протекает и по 2-й ступени:

Необратимый гидролиз сульфидов

Нерастворимые сульфиды гидролизу не подвергаются

NiS + HСl ≠

Взаимодействия сульфидов с растворимыми солями свинца, серебра, меди являются качественными на ион S 2− :

Оксид серы (IV), диоксид серы, сернистый газ, сернистый ангидрид (SO₂)

Способы получения сернистого газа

Физические свойства сернистого газа

При обычной температуре SO₂ — газ с резким запахом без цвета. В воде растворим хорошо — при 20°С в 1 л воды растворяется 40 л SO₂.

Химические свойства сернистого газа

SO₂ – типичный кислотный оксид. За счет того, что сера находится в промежуточной степени окисления (+4) SO₂ может проявлять свойства как окислителя так и восстановителя.

Обесцвечивание раствора перманганата калия KMnO₄ является качественной реакцией для обнаружения сернистого газа и сульфит-иона

Оксид серы (VI), триоксид серы, серный ангидрид (SO₃)

Способы получения серного ангидрида

Физические свойства серного ангидрида

При обычных условиях SO₃ представляет собой бесцветную жидкость с характерным резким запахом. На воздухе SO₃ «дымит» и сильно поглощает влагу.

SO₃ – тяжелее воздуха, хорошо растворим в воде.

Химические свойства серного ангидрида

Оксид серы (VI) – это кислотный оксид.

SO₃ + MgO → MgSO₄ (при сплавлении):

Вступает в реакции с восстановителями:

Сернистая кислота (H₂SO₃)

Способы получения сернистой кислоты

При растворении в воде SO₂ образует слабую сернистую кислоту, которая сразу частично разлагается:

Физические свойства сернистой кислоты

Сернистая кислота H₂SO₃ – двухосновная кислородсодержащая кислота. При обычных условиях неустойчива.

Валентность серы в сернистой кислоте равна IV, а степень окисления +4.

Химические свойства сернистой кислоты

Общие свойства кислот

Соли сернистой кислоты, сульфиты и гидросульфиты

Способы получения сульфитов

Соли сернистой кислоты получаются при взаимодействии SO₂ с щелочами и оксидами щелочных и щелочноземельных металлов:

Физические свойства сульфитов

Сульфиты щелочных металлов и аммония растворимы в воде, сульфиты остальных металлов — нерастворимы или не существуют.

Гидросульфиты металлов хорошо растворимы в Н₂O, а некоторые из них, такие как Ca(HSO₃)₂ существуют только в растворе.

Химические свойства сульфитов

Cернистая кислота – двухосновная, образует нормальные (средние) соли — сульфиты Me_x(SO₃)_y и кислые соли — гидросульфиты Me(HSO₃)_x.

Реакции, протекающие без изменения степени окисления:

Сульфиты, также как и SO₂, могут быть как восстановителями, так и окислителями, т.к. атомы серы в анионах находятся в промежуточной степени окисления +4

Серная кислота (H₂SO₄)

Способы получения серной кислоты

В промышленности серную кислоту производят из серы, сульфидов металлов, сероводорода и др.

Наиболее часто серную кислоту получают из пирита FeS₂.

Основные стадии получения серной кислоты включают:

1.Обжиг пирита в кислороде в печи для обжига с получением сернистого газа:

2. Очистка полученного сернистого газа от примесей в циклоне, электрофильтре.

3. Осушка сернистого газа в сушильной башне

4. Нагрев очищенного газа в теплообменнике.

5. Окисление сернистого газа в серный ангидрид в контактном аппарате:

6. Поглощение серного ангидрида серной кислотой в поглотительной башне – получение олеума.

Физические свойства, строение серной кислоты

При обычных условиях серная кислота – тяжелая бесцветная маслянистая жидкость, хорошо растворимая в воде. Максимальная плотность равна 1,84 г/мл

При растворении серной кислоты в воде выделяется большое количество теплоты. Поэтому, по правилам безопасности в лаборатории при приготовлении разбавленного раствора серной кислоты во избежание разбрызгивания необходимо наливать серную кислоту в воду тонкой струйкой по стеклянной палочке при постоянном перемешивании. Но не наоборот!

Валентность серы в серной кислоте равна VI.

Качественные реакции для обнаружения серной кислоты и сульфат ионов

Для обнаружения сульфат-ионов используют реакцию с растворимыми солями бария. В результате взаимодействия, образуется белый кристаллический осадок сульфата бария:

Химические свойства серной кислоты

Серная кислота — сильная двухосновная кислота, образует два типа солей: средние – сульфаты, кислые – гидросульфаты.

Характерны все свойства кислот:

Разбавленная серная кислота взаимодействует с металлами, расположенными в ряду напряжения металлов до водорода. В результате реакции образуются соль и водород:

Концентрированная серная кислота — сильный окислитель. Реакция с металлами протекает без вытеснения водорода из кислоты. В зависимости от активности металла образуются различные продукты реакции:

Соли серной кислоты, сульфаты, гидросульфаты

Способы получения солей серной кислоты

Сульфаты можно получить при взаимодействии серной кислоты с металлами, оксидами, гидроксидами (см. Химические свойства серной кислоты). А также при взаимодействии с другими солями, если продуктом реакции является нерастворимое соединение.

Физические свойства солей серной кислоты

Кристаллы разного цвета. Многие средние и кислые сульфаты растворимы в воде. Плохо растворяются или не растворяются в воде сульфаты многозарядных щёлочноземельных металлов (BaSO₄, RaSO₄), сульфаты лёгких щёлочноземельных металлов (CaSO₄, SrSO₄) и сульфат свинца.

Средние сульфаты щелочных металлов термически устойчивы. Кислые сульфаты щелочных металлов при нагревании разлагаются.

Многие средние сульфаты образуют устойчивые кристаллогидраты:

CuSO₄ ∙ 5H₂O − медный купорос

FeSO₄ ∙ 7H₂O − железный купорос

ZnSO₄ ∙ 7H₂O − цинковый купорос

KАl(SO4)₂ x 12H₂O – алюмокалиевые квасцы.

Химические свойства солей серной кислоты

Разложение сульфатов на различные классы соединений в зависимости от металла, входящего в состав соли.

Источник

Взаимодействие с основными оксидами и щелочами

SO₂ + СаО = CaSO₃ сульфит кальция

SO₂ + NaOH = NaHSO₃ гидросульфит натрия

Диоксид серы окисляется в газовой фазе до SO₃:

На свету легко окисляется хлором:

В водных растворах при окислении SO₂ образуется серная кислота H₂SO₄:

Продуктом восстановления SO₂ чаще всего является свободная сера.

В свободном состоянии не выделена. Очень непрочное соединение. Образуется при растворении SO₂ в воде. Обладает свойствами слабой кислоты.

Сульфиты и гидросульфиты

Сульфиты щелочных Me и аммония растворимы в воде. Сульфиты остальных Me нерастворимы в воде (или не существуют).

Гидросульфиты Me хорошо растворимы в Н₂O, некоторые из них существуют только в растворе, например, Ca(HSO₃)₂.

Гидролиз сульфитов

Водные растворы сульфитов вследствие гидролиза имеют щелочную среду (окрашивают лакмус в синий цвет).

Химические свойства сульфитов

I. Не окислительно-восстановительные реакции

1. Взаимодействие с сильными кислотами:

Оба типа солей разлагаются сильными кислотами, при этом слабая сернистая кислота вытесняется в виде SO₂ и Н₂O.

2. Термическое разложение сульфитов:

3. Нормальные сульфиты в водных растворах, содержащих избыток SO₂, превращаются в гидросульфиты

Благодаря этой реакции нерастворимые в воде сульфиты превращаются в растворимые гидросульфиты

4. Ионно-обменные реакции с другими солями, приводящие к образованию нерастворимых сульфитов:

II. Окислительно-восстановительные реакции

I. Сульфиты как восстановители.

Сульфиты, подобно SO₂, могут быть и восстановителями, и окислителями, поскольку атомы серы в анионах SO₃ находятся в промежуточной С.О. +4

В водных растворах и сульфиты, и гидросульфиты легко окисляются до сульфатов. Примеры реакций:

Даже твердые сульфиты при хранении на воздухе медленно окисляются до сульфатов:

II. Сульфиты как окислители.

Эти реакции не столь многочисленны. При нагревании сухих сульфитов с такими активными восстановителями, как С, Mg, Al, Zn, они переходят в сульфиды:

III. Диспропорционирование сухих сульфитов.

При нагревании до высоких температур сульфиты медленно превращаются в смесь сульфатов и сульфидов:

Источник

Сера. Химия серы и ее соединений

Положение в периодической системе химических элементов

Сера расположена в главной подгруппе VI группы (или в 15 группе в современной форме ПСХЭ) и в третьем периоде периодической системы химических элементов Д.И. Менделеева.

Электронное строение серы

Электронная конфигурация серы в основном состоянии :

Атом серы содержит на внешнем энергетическом уровне 2 неспаренных электрона и две неподеленные электронные пары в основном энергетическом состоянии. Следовательно, атом серы может образовывать 2 связи по обменному механизму, как и кислород. Однако, в отличие от кислорода, за счет вакантной 3d орбитали атом серы может переходить в возбужденные энергетические состояния. Электронная конфигурация серы в первом возбужденном состоянии:

Электронная конфигурация серы во втором возбужденном состоянии:

Таким образом, максимальная валентность серы в соединениях равна VI (в отличие от кислорода). Также для серы характерна валентность — IV.

Физические свойства и нахождение в природе

Сера образует различные простые вещества (аллотропные модификации).

Пластическая сера – это вещество, состоящее из длинных полимерных цепей. Коричневая резиноподобная аморфная масса, нерастворимая в воде.

В природе сера встречается:

Соединения серы

Типичные соединения серы:

Способы получения серы

1. В промышленных масштабах серу получают открытым способом на месторождениях самородной серы, либо из вулканов. Из серной руды серу получают также пароводяными, фильтрационными, термическими, центрифугальными и экстракционными методами. Пароводяной метод — это выплавление из руды с помощью водяного пара.

2. Способ получения серы в лаборатории – неполное окисление сероводорода.

3. Еще один способ получения серы – взаимодействие сероводорода с оксидом серы (IV):

Химические свойства серы

В нормальных условиях химическая активность серы невелика: при нагревании сера активна, и может быть как окислителем, так и восстановителем.

1.1. При горении серы на воздухе образуется оксид серы (IV) :

1.2. При взаимодействии серы с галогенами (со всеми, кроме йода) образуются галогениды серы:

1.3. При взаимодействии фосфора и углерода с серой образуются сульфиды фосфора и сероуглерод:

2S + C → CS₂

1.4. При взаимодействии с металлами сера проявляет свойства окислителя, продукты реакции называют сульфидами. С щелочными металлами сера реагирует без нагревания, а с остальными металлами (кроме золота и платины) – только при нагревании.

S + Fe → FeS

S + Hg → HgS

Еще пример : алюминий взаимодействует с серой с образованием сульфида алюминия:

1.5. С водородом сера взаимодействует при нагревании с образованием сероводорода:

2. Со сложными веществами сера реагирует, также проявляя окислительные и восстановительные свойства. Сера диспропорционирует при взаимодействии с некоторыми веществами.

2.1. При взаимодействии с окислителями сера окисляется до оксида серы (IV) или до серной кислоты (если реакция протекает в растворе).

Серная кислота также окисляет серу. Но, поскольку S +6 не может окислить серу же до степени окисления +6, образуется оксид серы (IV):

S + 2KClO₃ → 3SO₂ + 2KCl

Взаимодействие серы с сульфитами (при кипячении) приводит к образованию тиосульфатов:

2.2. При растворении в щелочах сера диспропорционирует до сульфита и сульфида.

При взаимодействии с перегретым паром сера диспропорционирует:

Сероводород

Строение молекулы и физические свойства

Сероводород H₂S – это бинарное соединение водорода с серой, относится к летучим водородным соединениям. Следовательно, сероводород бесцветный ядовитый газ, с запахом тухлых яиц. Образуется при гниении. В твердом состоянии имеет молекулярную кристаллическую решетку.

Способы получения сероводорода

В лаборатории сероводород получают действием минеральных кислот на сульфиды металлов, расположенных в ряду напряжений левее железа.

FeS + 2HCl → FeCl₂ + H₂S↑

Еще один способ получения сероводорода – прямой синтез из водорода и серы:

Еще один лабораторный способ получения сероводорода – нагревание парафина с серой.

Видеоопыт получения и обнаружения сероводорода можно посмотреть здесь.

Химические свойства сероводорода

1. В водном растворе сероводород проявляет слабые кислотные свойства. Взаимодействует с сильными основаниями, образуя сульфиды и гидросульфиды:

H₂S + 2NaOH → Na₂S + 2H₂O
H₂S + NaOH → NaНS + H₂O

В избытке кислорода:

3. Как сильный восстановитель, сероводород легко окисляется под действием окислителей.

Например, бром и хлор окисляют сероводород до молекулярной серы:

H₂S + Br₂ → 2HBr + S↓

H₂S + Cl₂ → 2HCl + S↓

Под действием избытка хлора в водном растворе сероводород окисляется до серной кислоты:

При кипячении сера окисляется до серной кислоты:

Прочие окислители окисляют сероводород, как правило, до молекулярной серы.

Соединения железа (III) также окисляют сероводород:

H₂S + 2FeCl₃ → 2FeCl₂ + S + 2HCl

Бихроматы, хроматы и прочие окислители также окисляют сероводород до молекулярной серы:

Серная кислота окисляет сероводород либо до молекулярной серы:

Либо до оксида серы (IV):

4. Сероводород в растворе реагирует с растворимыми солями тяжелых металлов : меди, серебра, свинца, ртути, образуя черные сульфиды, нерастворимые ни в воде, ни в минеральных кислотах.

Взаимодействие с нитратом свинца в растворе – это качественная реакция на сероводород и сульфид-ионы.

Видеоопыт взаимодействия сероводорода с нитратом свинца можно посмотреть здесь.

Сульфиды

Сульфиды – это бинарные соединения серы и металлов или некоторых неметаллов, соли сероводородной кислоты.

По растворимости в воде и кислотах сульфиды разделяют на растворимые в воде, нерастворимые в воде, но растворимые в минеральных кислотах, нерастворимые ни в воде, ни в минеральных кислотах, гидролизуемые водой.

Способы получения сульфидов

S + Mg → MgS

S + Ca → CaS

Сера взаимодействует с натрием:

S + 2Na → Na₂S

2. Растворимые сульфиды можно получить при взаимодействии сероводорода и щелочей.

3. Нерастворимые сульфиды получают взаимодействием растворимых сульфидов с солями (любые сульфиды) или взаимодействием сероводорода с солями (только черные сульфиды).

Еще пример : взаимодействие сульфата цинка с сульфидом натрия:

Химические свойства сульфидов

1. Растворимые сульфиды гидролизуются по аниону, среда водных растворов сульфидов щелочная:

K₂S + H₂O ⇄ KHS + KOH
S 2– + H₂O ⇄ HS – + OH –

CaS + 2HCl → CaCl₂ + H₂S

NiS + HСl ≠

или горячей концентрированной серной кислоте:

4. Сульфиды проявляют восстановительные свойства и окисляются пероксидом водорода, хлором и другими окислителями.

Еще пример : сульфид меди (II) окисляется хлором:

СuS + Cl₂ → CuCl₂ + S

5. Сульфиды горят (обжиг сульфидов). При этом образуются оксиды металла и серы (IV).

2CuS + 3O₂ → 2CuO + 2SO₂

Аналогично сульфид хрома (III) и сульфид цинка:

2ZnS + 3O₂ → 2SO₂ + ZnO

Сульфиды свинца, серебра и меди — черные осадки, нерастворимые в воде и минеральных кислотах:

7. Сульфиды трехвалентных металлов (алюминия и хрома) разлагаются водой (необратимый гидролиз).

Разложение происходит и взаимодействии солей трехвалентных металлов с сульфидами щелочных металлов.

Оксиды серы

Оксид серы (IV)

Cпособы получения оксида серы (IV):

1. Сжигание серы на воздухе :

2. Горение сульфидов и сероводорода:

2CuS + 3O₂ → 2SO₂ + 2CuO

3. Взаимодействие сульфитов с более сильными кислотами:

4. Обработка концентрированной серной кислотой неактивных металлов.

Химические свойства оксида серы (IV):

SO_2(изб) + NaOH → NaHSO₃

Еще пример : оксид серы (IV) реагирует с основным оксидом натрия:

2. При взаимодействии с водой S O₂ образует сернистую кислоту. Реакция обратимая, т.к. сернистая кислота в водном растворе в значительной степени распадается на оксид и воду.

3. Наиболее ярко выражены восстановительные свойства SO₂. При взаимодействии с окислителями степень окисления серы повышается.

Сернистый ангидрид обесцвечивает бромную воду:

Азотная кислота очень легко окисляет сернистый газ:

Озон также окисляет оксид серы (IV):

Качественная реакция на сернистый газ и на сульфит-ион – обесцвечивание раствора перманганата калия:

Оксид свинца (IV) также окисляет сернистый газ:

4. В присутствии сильных восстановителей SO₂ способен проявлять окислительные свойства.

Оксид серы (IV) окисляет угарный газ и углерод:

SO₂ + 2CO → 2СО₂ + S

Оксид серы (VI)

Оксид серы (VI) – это кислотный оксид. При обычных условиях – бесцветная ядовитая жидкость. На воздухе «дымит», сильно поглощает влагу.

Способы получения. Оксид серы (VI) получают каталитическим окислением оксида серы (IV) кислородом.

Еще один способ получения оксида серы (VI) – разложение сульфата железа (III):

Химические свойства оксида серы (VI)

1. Оксид серы (VI) активно поглощает влагу и реагирует с водой с образованием серной кислоты:

Еще пример : оксид серы (VI) взаимодействует с оксидом оксидом (при сплавлении):

SO₃ + MgO → MgSO₄

4. Растворяется в концентрированной серной кислоте, образуя олеум – раствор SO₃ в H₂SO₄.

Серная кислота

Строение молекулы и физические свойства

Серная кислота H₂SO₄ – это сильная кислота, двухосновная, прочная и нелетучая. При обычных условиях серная кислота – тяжелая маслянистая жидкость, хорошо растворимая в воде.

Растворение серной кислоты в воде сопровождается выделением значительного количества кислоты. Поэтому по правилам безопасности в лаборатории при смешивании серной кислоты и воды мы добавляем серную кислоту в воду небольшими порциями при постоянном перемешивании.

Валентность серы в серной кислоте равна VI.

Способы получения

1. Серную кислоту в промышленности производят из серы, сульфидов металлов, сероводорода и др. Один из вариантов — производство серной кислоты из пирита FeS₂.

Основные стадии получения серной кислоты :

Рассмотрим основные аппараты, используемые при производстве серной кислоты из пирита (контактный метод):

Общие научные принципы химического производства:

Химические свойства

1. Серная кислота практически полностью диссоциирует в разбавленном в растворе по первой ступени:

По второй ступени серная кислота диссоциирует частично, ведет себя, как кислота средней силы:

HSO₄ – ⇄ H + + SO₄ 2–

2. Серная кислота реагирует с основными оксидами, основаниями, амфотерными оксидами и амфотерными гидроксидами.

Еще пример : при взаимодействии серной кислоты с гидроксидом калия образуются сульфаты или гидросульфаты:

Серная кислота взаимодействует с амфотерным гидроксидом алюминия:

3. Серная кислота вытесняет более слабые из солей в растворе (карбонаты, сульфиды и др.). Также серная кислота вытесняет летучие кислоты из их солей (кроме солей HBr и HI).

Или с силикатом натрия:

Концентрированная серная кислота реагирует с твердым нитратом натрия. При этом менее летучая серная кислота вытесняет азотную кислоту:

5. Разбавленная серная кислота взаимодействует с металлами, которые расположены в ряду активности металлов до водорода. При этом образуются соль и водород.

Серная кислота взаимодействует с аммиаком с образованием солей аммония:

Железо Fe, алюминий Al, хром Cr пассивируются концентрированной серной кислотой на холоде. При нагревании реакция возможна.

При взаимодействии с неактивными металлами концентрированная серная кислота восстанавливается до сернистого газа:

При взаимодействии с щелочноземельными металлами и магнием концентрированная серная кислота восстанавливается до серы:

При взаимодействии с щелочными металлами и цинком концентрированная серная кислота восстанавливается до сероводорода:

6. Качественная реакция на сульфат-ионы – взаимодействие с растворимыми солями бария. При этом образуется белый кристаллический осадок сульфата бария:

Видеоопыт взаимодействия хлорида бария и сульфата натрия в растворе (качественная реакция на сульфат-ион) можно посмотреть здесь.

7. Окислительные свойства концентрированной серной кислоты проявляются и при взаимодействии с неметаллами.

Уже при комнатной температуре концентрированная серная кислота окисляет галогеноводороды и сероводород:

Сернистая кислота

Сернистая кислота H₂SO₃ – это двухосновная кислородсодержащая кислота. При нормальных условиях — неустойчивое вещество, которое распадается на диоксид серы и воду.

Валентность серы в сернистой кислоте равна IV, а степень окисления +4.

Химические свойства

1. Сернистая кислота H₂SO₃ в водном растворе – двухосновная кислота средней силы. Частично диссоциирует по двум ступеням:

HSO₃ – ↔ SO₃ 2– + H +

2. Сернистая кислота самопроизвольно распадается на диоксид серы и воду:

Соли серной кислоты – сульфаты

Серная кислота образует два типа солей: средние – сульфаты, кислые – гидросульфаты.

1. Качественная реакция на сульфат-ионы – взаимодействие с растворимыми солями бария. При этом образуется белый кристаллический осадок сульфата бария:

Видеоопыт взаимодействия хлорида бария и сульфата натрия в растворе (качественная реакция на сульфат-ион) можно посмотреть здесь.

2. Сульфаты таких металлов, как медь Cu, алюминий Al, цинк Zn, хром Cr, железо (II) Fe подвергаются термическому разложению на оксид металла, диоксид серы SO₂ и кислород O₂;

При разложении сульфата железа (II) в FeSO₄ Fe (II) окисляется до Fe (III)

Сульфаты самых тяжелых металлов разлагаются до металла.

3. За счет серы со степенью окисления +6 сульфаты проявляют окислительные свойства и могут взаимодействовать с восстановителями.

CaSO₄ + 4C → CaS + 4CO

4. Многие средние сульфаты образуют устойчивые кристаллогидраты:

CuSO₄ ∙ 5H₂O − медный купорос

FeSO₄ ∙ 7H₂O − железный купорос

ZnSO₄ ∙ 7H₂O − цинковый купорос

Источник