Смекни!
smekni.com

Курс лекций по дисциплине «неорганическая химия» (для студентов инженерно технологического факультета) (стр. 20 из 24)

SO2 сернистый газ, ангидрид сернистой кислоты (H2SO3). Один из основных источников загрязнения атмосферы, менее токсичен, чем H2S.

SO2 – бесцветный газ с резким запахом.

Получение SO2

При сгорании серы S + O2 SO2

при сгорании H2S 2H2S + 3O2 → 2SO2↑ + 2H2O

при взаимодействии металлов с конц. H2SO4 :

Cu + 2H2SO4 kонц = CuSO4 + SO2↑ + 2H2O

при обжиге сульфидов 2CuS + 3O2 = 2CuO + 2SO2

или дисульфида железа 4FeS2 + 11O2 = 2Fe2O3 + 8SO2

Химические свойства SO2

1) Реакции без изменения степени окисления (типичный кислотный оксид)

SO2 + Ca(OH)2 → CaSO3 +H2O

SO2 + 2NaOH → Na2SO3 + H2O

SO2 + NaOH → NaHSO3

Na2SO3 + SO2 + H2O → 2 NaHSO3

2) реакции с понижением степени окисления

SO2 + 2H2S → 3S↓ + H2O

3) реакции с повышением степени окисления

+4 +6

Na2SO3 + Cl2 + H2ONa2SO4 + 2HCl

В ряду соединений серы H2S-2, S08, S+4O2, S+6O3 - если сера в промежуточной степени окисления, то обладает окислительно-восстанови­тельной двойственностью.

SO2 - окислитель:

SO2 + H2S → S + H2O

SO2 + C → S + CO2

SO2 + 2CO → S + 2CO2

SO2 – восстановитель:

400-500, v2o5

2SO2 + O2 ↔ 2SO3

SO2 + Br2 + H2OH2SO4 + 2HBr

SO2 + HNO3 Kонц H2SO4 + 2NO2

Pb+4O2 + SO2 Pb+2SO4

SO2 – ангидрид сернистой кислоты, при растворении (40 V в 1 V H2O), образует неустойчивую сернистую кислоту H2SO3

SO22О ↔ H2SO3

H2O + SO2 ↔ H2SO3 ↔ H+ + HSO4- ↔ 2H+ + SO32-

К1=1,6∙10-2 К2=6,1∙10-8

H2SO3 в свободном виде не выделена, также как SO2 обладает двойственностью, её растворы при нагревании окисляются.

2H2SO3 + О2 → 2H2SO4

H2SO3 + Br2 + H2O → H2SO4 + 2HBr

H2SO3 + 2H2S → 3S↓ + H2O

Соли получают:

1) KOH + SO2 → KHSO3

2KOH + SO2 → K2SO3 + H2O

2) CaCl2 + Na2SO3 CaSO3↓ + NaCl

3) Пропусканием SO2 в растворы солей более слабых кислот

Na2СO3 + SO2 Na2SO3 + CO2

средние в кислые

Na2SO3 + SO2 + Н2О → 2NaHSO3

Кислые в средние

NaHSO3 + NaOHNa2SO3 + H2O

Сульфиты и гидросульфиты разлагаются сильными кислотами

t

NaHSO3 + HCl → NaCl + H2O + SO2

t

K2SO3 + H2SO4 → K2SO4 + H2O + SO2

2Na2SO3 + O2 → 2Na2SO4

Сульфиты диспропорционируют 4K2SO3 → K2S + 3K2SO4

Na2SO3 + S → Na2S2O3 – тиосульфат.

Подвергаются гидролизу

SO32- + HOH ↔ HSO-3 + OH-

К2SO3 + HOH ↔ КHSO3 + КOH

Триоксид серы (серный ангидрид) SO3

SO3 – ангидрид H2SO4. Бесцветная жидкость при

160С < t <42ºC, затвердевает при t < 160С, в газовой фазе при t > 42ºC, tкип = +45ºС, ядовит, молекула имеет sp2 гибридизацию, форму плоского треугольника, угол между связями - 120º.

В технике SO3 получают окислением SO2 в присутствии катализатора (Pt, оксиды ванадия)

Pt

2SO2 + O2 = 2SO3 – ангидрид серной кислоты

SO3 + H2O = H2SO4

В водных растворах H2SO4 – сильная двухосновная кислота. Гидратация H2SO4 сопровождается выделением большого количества теплоты за счёт образования гидратов:

H2SO4 ∙ H2O

H2SO4 ∙ 2H2O

H2SO4 ∙ 4H2O

Поэтому смешивать H2SO4 c водой следует очень осторожно.

В виде SO3 только в газовой фазе, хорошо полимеризуется в жидком состоянии циклический триммер, в кристаллические – зигзагообразные цепи. Термически нестоек при t>700º разлагается:

>7000С

2SO3 ↔ 2SO2 + O2

SO3 –типичный кислотный оксид, бурно реагирует с водой (Н2О)

SO3(кр) + H2Oж → H2SO4 ж

SO3 + Ba(OH)2 → BaSO4↓ + H2O

SO3 + CaO → CaSO4

SO3 + NaOHP → NaHSO4

SO3 + 2NaOHK → Na2SO4 + H2O

S+6 (высшая) – поэтому сильнейший окислитель

5SO3 + 2PP2O5 + 5SO2

3SO3 + H2S → 4SO2↑ + H2O

SO3 растворяется в безводной H2SO4 образуя олеум. Вливают серную кислоту тонкой струйкой в воду, а не наоборот.

Концентрированная H2SO4 поглощает пары воды, поэтому её применяют в качестве осушителя; она отнимает воду и от органических веществ обугливая их. Полиамиды (капрон, нейлон), шёлк быстро разрушаются ею, шерсть более устойчива к её действию.

Получение H2SO4

1) константный способ. катализатор – Pt, кислота получается любой концентрации. SO2 поглощается H2SO4 получается олеум. Конценрацию (98%) получают смешиванием олеума с разбавленной H2SO4.

Схема получения:

O2 O2 H2O

FeS2 → SO2 → SO3 → H2SO4

катализ

2) нитрозный способ: катализатор – оксиды азота. Конечный продукт содержит 78% H2SO4

2NO + O2 → 2NO2

SO2 + NO2 + H2O → H2SO4 + NO

Химические свойства H2SO4

Концентрированная H2SO4 (ω=93 – 98%) более сильный окислитель (особенно при нагревании), окисляет даже металлы после Н2; не окисляет Fe(только при нагревании), Au, Pt- новые металлы.

В зависимости от концентрации:

t

(Ag, Cu) Zn + H2SO4 K ZnSO4 + SO2↑ + H2O

3Zn + 4H2SO4 → 3ZnSO4 + S↓ + 4H2O

ω=50%

4Zn + 5H2SO4 → 4ZnSO4 + H2S↑ + 4H2O

Конц. H2SO4 окисляет неметаллы:

t

2P + H2SO4 → 2H3PO4 + 5SO2↑ + 2H2O

t

S + 2H2SO4 → 3SO2↑ + 2H2O

При комнатной t HI, HBr, H2S

8HI +H2SO4 → 4I2 + H2S↑ + 4H2O

H2S + H2SO4 → S + SO2↑ + 2H2O

Разбавленная обладает всеми типичными свойствами кислот:

1) Изменяет окраску индикаторов.

2) Реакции с:

Oсновными оксидами CaO + H2SO4 = CaSO4 + H2O