КИСЛОРОДНЫЕ СОЕДИНЕНИЯ СЕРЫ
Диоксид серы SО2
Распространение в природе. Диоксид серы содержится в вулканических газах и отходящих газах, выделяемых при сжигании природного угля.
Получение.
1. Сжигание серы или сероводорода.
2. Обработка сульфитов сильными кислотами: Na2SO3 + 2HCl = 2NaCl + Н2О+ SO2.
3. Обжиг сульфидных руд, например пирита: 4FеS2 + 11О2 = 2Fе2О3 + 8SО2
4. Восстановительное термическое разложение минералов гипса СаSО4•2Н2О или ангидрита СаSО4.
Последние два метода используются в промышленности.
Свойства. Бесцветный тяжелый газ с острым запахом, вызывающий кашель. Сжижается при -10 °С. Негорюч, очень легко растворяется в воде. В растворе SО2 легко окисляется, например, перманганатом калия (быстро) или кислородом воздуха (медленно), до серной кислоты Н2SО4.
Диоксид серы действует как отбеливающий агент на многие красители; в отличие от необратимого действия белильной извести, обесцвечивание диоксидом серы часто обратимо, и окраска возвращается после промывки.
Применение. SО2 — промежуточный продукт в производстве серной кислоты и других соединений серы. Используется для отбеливания бумаги, соломы и шерсти, при обработке винных бочек, для сульфохлорирования насыщенных углеводородов. Жидкий диоксид серы применяют для очистки нефти.
Сульфиты
При растворении диоксида серы в воде образуется кислотный полигидрат SО2*nН2О, который ранее изображали условной формулой Н2SО3 (такие молекулы неизвестны) и называли сернистой кислотой. Полигидрат SО2*nН2О в водном растворе является кислотой средней силы; при нейтрализации этого раствора образуются сульфиты.
Общая формула средних сульфитов МI2SО3, кислых сульфитов (гидросульфитов) МIНSО3.
В воде растворимы только сульфиты щелочных элементов, при кипячении растворов этих сульфитов с серой они переходят в соответствующие тиосульфата. Все сульфиты под действием сильных кислот разлагаются с выделением SO2.
К важнейшим сульфитам относятся сульфит натрия Nа2SО3 и гидросульфит натрия NаНSО3. Раствор гидросульфита кальция Са(НSО3)2, называемый «сульфитным щелоком», получают из карбоната кальция (известняка), диоксида серы и воды, он служит средством для извлечения лигнина из древесины при получении целлюлозы.
Дисульфиты МI2S2О6 — производные от неизвестной в свободном виде дисернистой кислоты Н2S2О6fd; эти соли (ранее называвшиеся пиросульфитами или метабисульфитами) можно получить при нагревании гидросульфитов: 2KHSO3 = K2S2O5 + H2O.
Дисульфит калия К2S2О5 широко используется в фотографических проявителях и закрепителях.
Триоксид серы SО3
Получение. Каталитическое окисление диоксида серы, отгонка из олеума, термическое разложение К2S2О7 на К2SО4 и SО3 (лабораторный способ).
Свойства. Известны три модификации SО3. Наиболее устойчивая – a-SО3 образуется в виде шелково-блестящих игл, которые на воздухе сильно пахнут, т. пл. 40°С. Интенсивно реагируют с водой, давая серную кислоту. Похожая на лед модификация – g-SО3 имеет т. пл. 16,8°С и т. кип. 44,8 °С.
7. Серная кислота Н2SО4
Получение. Выделение серной кислоты из сульфатов при помощи сильной кислоты с последующим выпариванием Н2SО4 невозможно, так как серная кислота сама сильная и выше 300°С разлагается. Все промышленные методы ее синтеза основаны на получении диоксида серы SО2, окислении его в триоксид серы SО3 и взаимодействии последнего с водой.
Первую стадию производства серной кислоты — получение диоксида Серы — можно вести тремя способами:
Наиболее распространен обжиг сульфидных руд, например пирита. Процесс проводят в трубчатых вращающихся или многоподовых печах, а также в печах с кипящим слоем. Технологические процессы цветной металлургии всегда сопровождаются получением Н2SО4, так как при обжиге сульфидных руд образуется диоксид серы.
Вторая стадия производства серной кислоты — окисление диоксида серы, этот процесс проводят контактным или нитрозным способом.
Контактным способом осуществляют приблизительно 80 % мирового производства серной кислоты. Способ известен с 1900 г. Продуктом является концентрированная Н2SО4.
Физические свойства. Бесцветная маслообразная жидкость без запаха, плотность 1,84 г/см3 при 20 °С. При 338 °С закипает, образуя туман SО3.
При разбавлении ее водой происходит сильное разогревание (образование гидратов, например Н2SО4*Н2O), что сопровождается разбрызгиванием жидкости.
Правило разбавления серной кислоты: следует вливать при перемешивании кислоту в воду, а не наоборот. Серная кислота очень гигроскопична и поэтому пригодна для осушки многих газов (но не аммиака!).
Химические свойства. Очень сильная двухосновная кислота, уже при умеренном разбавлении практически полностью диссоциирует на ионы Н+ (точнее, Н3O+) и SO42-:
Н2S04 + 2Н20 = SO42- + 2Н3O+.
Гидросульфат-ионы НSО4- существуют только в концентрированных растворах Н2SО4:
H2SO4 + H2O = НSO4- + Н3O+.
Серная кислота малолетуча и вытесняет многие другие кислоты из их солей, например:
СаF2 + Н2SО4 = СаSО4 + 2НF.
РазбавленнаяН2SО4 при взаимодействии с неблагородными металлами (стоящими в электрохимическом ряду напряжений левее водорода) выделяет водород.
КонцентрированнаяН2SО4 никогда водорода не выделяет (формально даже потому, что не содержит совсем или содержит мало ионов Н3О+), реагирует как окислитель и переходит чаще всего в SО2, а при взаимодействии с сильными восстановителями — в S и Н2S. При нагревании Н2SО4 (конц.) окисляет почти все металлы, в том числе и благородные металлы Сu, Нg и аg: Сu + 2Н2SО4 (конц.) = СuSО4 + 3О2 + 2Н2О.
Обнаружение.
1. Концентрированную серную кислоту удобно идентифицировать по обугливанию погруженной в нее лучины.
2. Сульфат-ионы SО42- образуют с ионами Ва2+ белый мелкокристаллический осадок сульфата бария ВаSО4.
Применение. Серная кислота относится к продуктам основного химического производства. Ее используют в производстве химических волокон (вискозные шелка, шерсть, полиамидные волокна), удобрений (суперфосфат), взрывчатых веществ, моющих, смачивающих и эмульгирующих средств, красителей, лекарственных препаратов, а также различных сульфатов, простых и сложных эфиров, некоторых кислот (фтороводородная кислота, винная кислота и др.), для рафинирования минеральных масел, при травлении металлов, как компонент различных гальванических электролитов (для процессов хромирования, анодного окисления и др.), как электролит свинцовых аккумуляторов и для многих других целей.
Олеум
Дымящая серная кислота содержит избыток триоксида серы, в частности, в форме дисерной кислоты Н2S2О7. Такая жидкая смесь Н2SО4, Н2S2О7 и избыточного SО3 называется олеумом. Состав олеума указывается процентным содержанием SО3 (сверх моногидрата SО3*Н2О, т. е. 100 %-ой Н2SО4).
Сульфаты — соли серной кислоты.
Сульфаты свинца (II), кальция, стронция и бария очень мало растворимы в воде, большинство других сульфатов легко растворяются в воде. Способ обнаружения их аналогичен способу обнаружения ионов SО42- серной кислоты. Многие сульфаты находятся в земной коре в виде минералов.
Важнейшие природные сульфаты: мирабилит (глауберова соль) — Nа2SО4*10Н2О, эпсомит (горькая, или английская, соль) МgSO4*7Н2О.
Купоросы — это кристаллогидраты сульфатов некоторых двухвалентных металлов:
железный купорос (светло-зеленый) FеSО4*7Н2O; медный купорос (голубой) СuSО4*5Н2О; никелевый купорос (зеленый) NiSО4*7Н2О; кобальтовый купорос (темно-красный) СоSО4*7Н2О цинковый купорос (белый) ZnSО4-7Н2О.
Квасцы — это кристаллогидраты двойных сульфатов:
алюмокалиевые квасцы К2SО4*А12(SО4)3*24Н2О;
хромокалиевые квасцы К2SO4*Сr2(SO4)3*24Н2О;
железокалиевые квасцы К2SО4*Fе2(SО4)3*24Н2О.
Соль Мора — это не квасцы, ее состав (NH4)2SО4*FеSО4*6Н2О.
Дата добавления: 2021-09-07; просмотров: 382;