Оксид серы как написать

Сероводород

Получение
сероводорода

• Получение из простых веществ:

S + Н₂ = H₂S

• Взаимодействие минеральных кислот и сульфидов металлов, расположенных в ряду напряжений левее железа:

FeS + 2HCI = H₂S↑ + FeCl₂

• Действие концентрированной H₂SO₄ (без избытка) на щелочные и щелочно-земельные металлы:

5H₂SO_4(конц.) + 8Na = H₂S↑ + 4Na₂SO₄ + 4H₂О

• Гидролиз некоторых сульфидов:

AI₂S₃ + 6Н₂О = 3H₂S↑ + 2Аl(ОН)₃↓

• Нагревание парафина с серой:

C₄₀H₈₂
+ 41S = 41Н₂S+40С

Видео Получение и обнаружение 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/м³ 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.

Геометрическая форма молекулы сероводорода представляет собой сцепленные между собой атомы H-S-H с валентным углом 92,1^о.

Качественная реакция для обнаружения сероводорода

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

H₂S + Pb(NO₃)₂ = 2HNO₃ + PbS↓ черный
осадок.

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

• Окисление кислородом воздуха:

2H₂S + 3О₂(_{избыток}) = 2SО₂↑ + 2Н₂О

2H₂S + О₂(_{недостаток}) = 2S↓ + 2Н₂О

• Окисление галогенами:

H₂S + Br₂ = S↓ + 2НВr

H₂S + Cl₂ → 2HCl + S↓

H₂S + 4Cl₂ + 4H₂O → H₂SO₄ + 8HCl

• Взаимодействие с кислотами-окислителями:

3H₂S + 8HNО_3(разб.) = 3H₂SO₄ + 8NO + 4Н₂О

H₂S + 8HNО_3(конц.) = H₂SO₄ + 8NО₂↑ + 4Н₂О

H₂S + H₂SO_4(конц.) = S↓ + SО₂↑ + 2Н₂О

• Взаимодействие со сложными окислителями:

5H₂S + 2KMnO₄ + 3H₂SO₄ = 5S↓ + 2MnSO₄ + K₂SO₄ + 8Н₂О

5H₂S + 6KMnO₄ + 9H₂SO₄ = 5SО₂ + 6MnSO₄ + 3K₂SO₄ + 14Н₂О

H₂S + 2FeCl₃ = S↓ + 2FeCl₂ + 2HCl

2H₂S + SO₂ = 2H₂O + 3S

3H₂S + K₂Cr₂O₇ + 4H₂SO₄ → 3S + Cr₂(SO₄)₃ + K₂SO₄ + 7H₂O

• Сероводородная кислота H₂S двухосновная кислота и диссоциирует по двум ступеням:

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:

• с активными металлами

H₂S + Mg = Н₂↑ + MgS

• с малоактивными металлами (Аg, Си, Нg) при совместном присутствии окислителей:

2H₂S + 4Аg + O₂ = 2Ag₂S↓ + 2Н₂O

• с основными оксидами:

H₂S + ВаО = BaS + Н₂O

• со щелочами:

H₂S + NaOH(_{недостаток}) = NaHS + Н₂O

H₂S + 2NaOH(_{избыток})  → Na₂S + 2H₂O

• с аммиаком:

H₂S + 2NH₃(_{избыток}) = (NH₄)₂S

• с некоторыми солями сильных кислот, если образующийся сульфид металла нерастворим в воде и в сильных кислотах:

CuSO₄ + H₂S = CuS↓ + H₂SO₄

H₂S + Pb(NO₃)₂ → PbS↓ + 2HNO₃

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

Видео Взаимодействие сероводорода с нитратом свинца

Сульфиды

Получение сульфидов

• Непосредственно из простых веществ:

S + Fe → FeS

S + Mg → MgS

S + Ca → CaS

• Взаимодействие H₂S с растворами щелочей:

H₂S + 2NaOH = 2H₂O + Na₂S

H₂S + NaOH = H₂O + NaHS

• Взаимодействие H₂S или (NH₄)₂S с растворами солей:

H₂S + CuSO₄ = CuS↓ + H₂SO₄

H₂S + 2AgNO₃ = Ag2S↓ + 2HNO₃

Pb(NO₃)₂ + Н₂S →  PbS↓ + 2НNO₃

ZnSO₄ + Na₂S → ZnS↓ + Na₂SO₄

• Восстановление сульфатов при прокаливании с углем:

Na₂SO₄ + 4С = Na₂S + 4СО

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:

• растворимые в воде —  сульфиды щелочных металлов и аммония;

• нерастворимые в воде, но растворимые в минеральных кислотах — сульфиды металлов, расположенных до железа в ряду активности (белые и цветные сульфиды ZnS, MnS, FeS, CdS);

• нерастворимые ни в воде, ни в минеральных кислотах — черные сульфиды (CuS, HgS, PbS, Ag₂S, NiS, CoS)

• гидролизуемые водой — сульфиды трехвалентных металлов (алюминия и хрома (III))

По цвету сульфиды можно разделить на:

• Чёрные – HgS, Ag₂S, PbS, CuS, FeS,
  NiS;
• Коричневые – SnS, Bi₂S₃;
• Оранжевые – Sb₂S₃, Sb₂S₅;
• Жёлтые – As₂S₃, As₂S₅,
  SnS₂, CdS;
• Розовые — MnS
• Белые – ZnS, Al₂S₃, BaS,
  CaS;

Химические свойства сульфидов

Обратимый гидролиз сульфидов

• Хорошо растворимыми в воде являются сульфиды щелочных металлов и аммония, но в водных растворах они в значительной степени подвергаются гидролизу. Реакция среды — сильнощелочная:

K₂S + H₂O ⇄ KHS + KOH

S^2- + H₂O → HS^— + ОН^—

• Сульфиды щелочно-земельных металлов и Mg, при взаимодействии с водой подвергаются полному гидролизу и переходят в растворимые кислые соли — гидросульфиды:

2CaS + 2НОН
= Ca(HS)₂ + Са(ОН)₂

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

HS^— + H₂O → H₂S↑ + ОН^—

Необратимый
гидролиз сульфидов

• Сульфиды некоторых металлов (Cr₂S₃, Fe₂S_3, Al₂S₃) подвергаются необратимому гидролизу, полностью разлагаясь в водных растворах:

Al₂S₃ + 6H₂O = 3H₂S↑ + 2AI(OH)_3↓

Нерастворимые
сульфиды гидролизу не подвергаются

NiS + HСl ≠

• Некоторые из сульфидов растворяются в сильных кислотах:

FeS + 2HCI =
FeCl₂ + H₂S↑

ZnS + 2HCI =
ZnCl₂ + H₂S↑

CuS + 8HNO₃ → CuSO₄ + 8NO₂ + 4H₂O

CuS + 4H₂SO_{4(конц. гор.)} → CuSO₄ + 4SO₂ + 4H₂O

MnS + 3HNO₃ = MnSO₄ + 8NO₂ + 4H₂O

• Сульфиды Ag₂S, HgS, Hg₂S, PbS, CuS не pacтворяются не только в воде, но и во многих кислотах.

• Сульфиды обладают восстановительными свойствами и вступают в реакции с окислителями:

PbS + 4H₂O₂ → PbSO₄ + 4H₂O

СuS + Cl₂ → CuCl₂ + S

• Окислительный обжиг сульфидов является
  важной стадией переработки сульфидного сырья в различных производствах

2ZnS + 3O₂ = 2ZnO + 2SO₂

4FeS₂ + 11O₂ = 2Fe₂O₃ + 8SO₂↑

2CuS + 3O₂ → 2CuO + 2SO₂

2Cr₂S₃ + 9O₂ → 2Cr₂O₃ + 6SO₂

Взаимодействия
сульфидов с растворимыми солями свинца, серебра, меди являются качественными на ион S²⁻:

Na₂S + Pb(NO₃)₂ → PbS↓ + 2NaNO₃

Na₂S + 2AgNO₃ → Ag₂S↓ + 2NaNO₃

Na₂S + Cu(NO₃)₂ → CuS↓ + 2NaNO₃

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

Способы получения сернистого газа

• Окисление серы, сероводорода и сульфидов кислородом воздуха:

S + O₂ → SO₂

2H₂S + 3O₂ → 2SO₂ + 2H₂O

2CuS + 3O₂ → 2SO₂ + 2CuO

• Действие высокой температуры на сульфиты (термическое разложение):

CaSO₃ = СаО + SO₂↑

• Действие сильных кислот на сульфиты:

Na₂SO₃ + 2HCl = SO₂ + Н₂O + 2NaCI

• Взаимодействие концентрированной H₂SO₄ с восстановителями, например с неактивными металлами:

2H₂SO₄ + Сu = SO₂↑ + CuSO₄ + 2Н₂O

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.

• При растворении в воде SO₂ частично соединяется с молекулами воды с образованием слабой сернистой кислоты.

SO₂ + H₂O ↔ H₂SO₃

• Как
  кислотный оксид, SO₂ вступает
  в реакции с щелочами и оксидами щелочных и щелочноземельных металлов:

SO₂ + СаО = CaSO₃

SO₂ + Na₂O → Na₂SO₃

SO₂ + NaOH = NaHSO₃

SO₂ + 2NaOH = Н₂O + Na₂SO₃

• При взаимодействии с окислителями SO₂ проявляет восстановительные свойства. При этом степень окисления серы повышается:

2SO₂ + O₂ ↔ 2SO₃

SO₂ + Br₂ + 2H₂O → H₂SO₄ + 2HBr

SO₂ + 2HNO₃ → H₂SO₄ + 2NO₂

SO₂ + O₃ → SO₃ + O₂

SO₂ + PbO₂ → PbSO₄

5SO₂ + 2H₂O + 2KMnO₄ → 2H₂SO₄ + 2MnSO₄ + K₂SO₄

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

• SO₂ проявляет окислительные свойства при взаимодействии с сильными восстановителями, восстанавливаясь чаще всего до свободной серы:

SO₂ + 2Н₂S → 3S↓ + 2H₂O

SO₂ + 2CO → S↓ +2СО₂

SO₂ + С → S↓ + СO₂

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

Способы получения серного ангидрида

• SO₃ можно получить из SO₂ путем каталитического окисления последнего кислородом:

2SO₂ + O₂ ↔ 2SO₃

• Окислением SO₂ другими окислителями:

SO₂ + O₃ → SO₃ + O₂

SO₂ + NO₂ → SO₃ + NO

• Разложением сульфата железа (III):

Fe₂(SO₄)₃ → Fe₂O₃ + 3SO₃

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.

SO₃ ядовит!

Химические свойства серного
ангидрида

Оксид серы (VI) – это кислотный оксид.

• Хорошо поглощает влагу и реагирует с водой образуя серную кислоту:

SO₃ + H₂O → H₂SO₄

• Как
  кислотный оксид, SO₃ взаимодействует с щелочами и
  основными оксидами, образуются средние или кислые соли:

SO₃ + 2NaOH_{(избыток)} → Na₂SO₄ + H₂O

SO₃ + NaOH_{(избыток)} → NaHSO₄

SO₃ + MgO → MgSO₄ (при сплавлении):

SO3 + ZnO = ZnSO4

• SO₃ проявляет
  сильные окислительные свойства, так
  как сера в находится в максимальной степени окисления (+6).

Вступает в реакции с восстановителями:

SO₃ + 2KI → I₂ + K₂SO₃

3SO₃ + H₂S → 4SO₂ + H₂O

5SO₃ + 2P → P₂O₅ + 5SO₂

• При растворении в концентрированной
  серной кислоте образует олеум (раствор
  SO₃ в H₂SO₄).

Сернистая кислота (H₂SO₃)

Способы
получения сернистой кислоты

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

SO₂ + H₂O ↔ H₂SO₃

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

• Сернистая кислота – слабая кислота, диссоциирует в две стадии. Образует два типа солей:
• кислые – гидросульфиты

H₂SO₃ ↔ HSO₃^— + H⁺

• средние – сульфиты

HSO₃^—↔ SO₃^2- + H⁺

• Сернистая кислота самопроизвольно распадается на SO₂ и H₂O:

H₂SO₃ ↔ SO₂ + H₂O

Соли сернистой кислоты, сульфиты и гидросульфиты

Способы
получения сульфитов

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

SO₂ + СаО = CaSO₃

SO₂ + Na₂O → Na₂SO₃

SO₂ + NaOH = NaHSO₃

SO₂ + 2NaOH = Н₂O + Na₂SO₃

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.

• Водные растворы сульфитов подвергаются гидролизу. Реакция среды – щелочная (окрашивают лакмус в синий цвет):

SO₃^— + Н₂O = HSO₃^— + ОН^—

Na₂SO₃ + Н₂O = NaHSO₃ + NaOH

Реакции, протекающие без изменения степени окисления:

• Реакция с сильными кислотами:

Na₂SO₃ + 2HCl = 2NaCl +
SO₂↑ + Н₂O

NaHSO₃ + HCl = NaCl + SO₂↑ + Н₂O

• Термическое разложение сульфитов:

CaSO₃ = СаО + SO₂↑

• Нормальные сульфиты в водных растворах, при избытке SO₂, переходят в гидросульфиты:

CaSO₃ + SO₂ + Н₂O = Ca(HSO₃)₂

• Ионно-обменные реакции с другими солями, протекающие с образованием нерастворимых сульфитов:

Na₂SO₃ + ZnCl₂ = ZnSO₃↓ + 2NaCl

Окислительно-восстановительные реакции

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

• Окисление водных растворов сульфитов, и гидросульфитов до сульфатов:

Na₂SO₃ + Вr₂ + Н₂O = Na₂SO₄ + 2НВr

5K₂SO₃ + 2КМnO₄ + 3H₂SO₄ = 6K₂SO₄ + 2MnSO₄ + 3Н₂O

Na₂SO₃ + HNO₃ = 2NaNO₃ + SO₂ + H₂O

• Твердые сульфиты при хранении на воздухе также медленно окисляются до сульфатов:

2Na₂SO₃ + O₂ = 2Na₂SO₄

• При нагревании сухих сульфитов с активными восстановителями (С, Mg, Al, Zn) сульфиты превращаются в сульфиды:

Na₂SO₃ + ЗС = Na₂S + ЗСО

• При нагревании сухих сульфитов до высоких температур сульфиты диспропорционируют, превращаются в смесь сульфатов и сульфидов:

4K₂SO₃ = 3K₂SO₄ + K₂S

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:

4FeS₂ +
11O₂ → 2Fe₂O₃ +
8SO₂ + Q

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:

2SO₂ + O₂ ↔ 2SO₃ + Q

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:

BaCl₂ + Na₂SO₄ → BaSO₄↓ + 2NaCl

Видео Взаимодействие хлорида бария и сульфата натрия в растворе (качественная реакция на сульфат-ион).

Химические свойства серной кислоты

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

• Серная кислота практически полностью диссоциирует в разбавленном в растворе по первой ступени и достаточно по второй ступени:

H₂SO₄ ⇄ H⁺ + HSO₄^–

HSO₄^– ⇄ H⁺ + SO₄^2–

Характерны все свойства кислот:

• Реагирует с основными оксидами, основаниями, амфотерными оксидами, амфотерными гидроксидами и аммиаком:

H₂SO₄ + MgO → MgSO₄ + H₂O

H₂SO₄ + КОН → KHSО₄ + H₂O

H₂SO₄ + 2КОН → К₂SО₄ + 2H₂O

3H₂SO₄ + 2Al(OH)₃ → Al₂(SO₄)₃ + 6H₂O

H₂SO₄ + NH₃ → NH₄HSO₄

• Вытесняет более слабые кислоты из их солей в растворе (карбонаты, сульфиды и др.) и летучие кислоты из их солей (кроме солей HBr и HI):

Н₂SO₄ + 2NaHCO₃ → Na₂SO₄ + CO₂ + H₂O

H₂SO₄ + Na₂SiO₃ → Na₂SO₄ + H₂SiO₃

• Концентрированная серная кислота реагирует с твердыми солями, например нитратом натрия, хлорида натрия.

NaNO_3(тв.) + H₂SO₄ → NaHSO₄ + HNO₃

NaCl_(тв.) + H₂SO₄ → NaHSO₄ + HCl

• Вступает в обменные реакции с солями:

H₂SO₄ + BaCl₂ → BaSO₄ + 2HCl

• Взаимодействует с металлами:

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

H₂SO_4(разб.) + Fe → FeSO₄ + H₂

H₂SO₄ + Zn = ZnSO₄
+ H₂

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

• Активные металлы и цинк при обычной температуре с концентрированной серной кислотой образуют соль, сероводород (или серу) и воду:

H₂SO₄ + Na = Na₂SO₄ + Н₂S↑ + H2O

5H₂SO_4(конц.) + 4Zn → 4ZnSO₄ + H₂S↑ + 4H₂O

• Металлы средней активности с концентрированной H₂SO₄ образуют соль, серу и воду:

4H₂SO₄ + 3Mg → 3MgSO₄ + S + 4H₂O

• Такие металлы, как железо Fe,
  алюминий Al, хром Cr пассивируются концентрированной
  серной кислотой на холоде. При нагревании,
  при удалении оксидной пленки реакция возможна.

6H₂SO_4(конц.) + 2Fe → Fe₂(SO₄)₃ + 3SO₂ + 6H₂O

6H₂SO_4(конц.) + 2Al → Al₂ (SO₄)₃ + Н₂S↑ + 6H₂O

• Неактивные металлы восстанавливают концентрированную серную кислоту до сернистого газа:

2H₂SO_4(конц.) + Cu → CuSO₄ + SO₂ ↑ + 2H₂O

2H₂SO_4(конц.) + Hg → HgSO₄ + SO₂ ↑ + 2H₂O

2H₂SO_4(конц.) + 2Ag → Ag₂SO₄ + SO₂↑+ 2H₂O

• В реакциях с неметаллами концентрированная серная кислота также проявляет окислительные свойства:

5H₂SO_4(конц.) + 2P → 2H₃PO₄ + 5SO₂↑ + 2H₂O

2H₂SO_4(конц.) + С → СО₂↑ + 2SO₂↑ + 2H₂O

2H₂SO_4(конц.) + S → 3SO₂ ↑ + 2H₂O

3H₂SO_4(конц.) + 2KBr → Br₂↓ + SO₂↑ + 2KHSO₄ + 2H₂O

5H₂SO_4(конц.) + 8KI → 4I₂↓ + H₂S↑ + K₂SO₄ + 4H₂O

H₂SO_4(конц.) + 3H₂S → 4S↓ + 4H₂O (комнатная температура)

H₂SO_4(конц.) + H₂S = S↓ + SО₂↑ + 2Н₂О (при нагревании)

H₂SO_4(конц.) + 2HBr = Br₂ + SO₂ + 2H₂O

• Концентрированная серная кислота широко используется в химических процессах как водоотнимающий агент, т.к. проявляет сильное водоотнимающее действие. В органической химии ее используют при получении спиртов, простых и сложных эфиров, альдегидов и т.д.

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:

Na₂SO₄ ∙ 10H₂O − глауберова
соль

CaSO₄ ∙ 2H₂O − гипс

2CaSO₄ xH₂O –
алебастр

CuSO₄ ∙ 5H₂O − медный купорос

FeSO₄ ∙ 7H₂O − железный купорос

ZnSO₄ ∙ 7H₂O − цинковый купорос

Na₂CO₃ ∙ 10H₂O −
кристаллическая сода

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.

• Сульфаты щелочных металлов плавятся без разложения.

• Кислые сульфаты щелочных металлов разлагаются с отщеплением воды:

2KHSO₄ → K₂S₂O₇
+ H₂O↑.

• Сульфаты металлов средней активности разлагаются на соответствующие оксиды:

ZnSO₄
= ZnO + SO₃

FeSO₄
= 2Fe₂O₃ + 4SO₂ + O₂

2CuSO₄ → 2CuO + SO₂ + O₂ (SO₃)

2Al₂(SO₄)₃ → 2Al₂O₃ + 6SO₂ + 3O₂

2Cr₂(SO₄)₃ → 2Cr₂O₃ + 6SO₂ + 3O₂

• Сульфаты тяжёлых или малоактивных металлов разлагаются с образованием металла и кислорода:

HgSO₄ = Hg + SO₂ + O₂

• Некоторые сульфаты проявляют окислительные свойства и вступают в реакции с простыми веществами:

CaSO₄ +
C = CaO + SO₂ + CO

BaSO₄ +
4C = BaS + 4CO

Оксид серы(IV) — соединение серы с кислородом состава SO₂. В нормальных условиях представляет собой бесцветный газ с характерным резким запахом. В высоких концентрациях токсичен. Под давлением сжижается при комнатной температуре. Растворяется в воде с образованием нестойкой сернистой кислоты; растворимость 11, 5 г/100 г воды при 20 °C, снижается с ростом температуры. Растворяется также в этаноле и серной кислоте. Один из основных компонентов вулканических газов.

Оксид серы​(IV)​
Общие
Систематическое наименование	Оксид серы​(IV)​
Хим. формула	SO2
Рац. формула	SO2
Физические свойства
Состояние	бесцветный газ
Молярная масса	64,054 г/моль
Плотность	0,002927 г/см³
Энергия ионизации	12,3 ± 0,1 эВ
Термические свойства
Температура
• плавления	−75,5 °C
• кипения	−10,01 °C
Энтальпия
• образования	−296,90 кДж/моль
Давление пара	3,2 ± 0,1 атм
Химические свойства
Растворимость
• в воде	11,5 г/100 мл
Классификация
Рег. номер CAS	[7446-09-5]
PubChem	1119
Рег. номер EINECS	231-195-2
SMILES	O=S=O
InChI	1S/O2S/c1-3-2 RAHZWNYVWXNFOC-UHFFFAOYSA-N
Кодекс Алиментариус	E220
RTECS	WS4550000
ChEBI	18422
ChemSpider	1087
Безопасность
Предельная концентрация	10 мг/м³
Токсичность	Класс опасности III
Пиктограммы ECB
NFPA 704

Получение

Промышленный способ получения — сжигание серы или обжиг сульфидов, в основном — пирита:

В лабораторных условиях и в природе SO₂ получают воздействием сильных кислот на сульфиты и гидросульфиты. Образующаяся сернистая кислота H₂SO₃ сразу разлагается на SO₂ и H₂O:

Химические свойства

Относится к кислотным оксидам. Растворяется в воде с образованием сернистой кислоты (при обычных условиях реакция обратима):

С щелочами образует сульфиты:

Химическая активность SO₂ весьма велика. Наиболее ярко выражены восстановительные свойства SO₂, степень окисления серы в таких реакциях повышается:

Предпоследняя реакция является качественной реакцией на сульфит-ион SO₃²⁻ и на SO₂ (обесцвечивание фиолетового раствора).

В присутствии сильных восстановителей SO₂ способен проявлять окислительные свойства. Например, для извлечения серы из отходящих газов металлургической промышленности используют восстановление SO₂ оксидом углерода(II):

Или для получения фосфорноватистой кислоты:

Применение

Большая часть оксида серы(IV) используется для производства сернистой кислоты. Используется также в виноделии в качестве консерванта (пищевая добавка E220). Так как этот газ убивает микроорганизмы, им окуривают овощехранилища и склады. Оксид серы(IV) используется для отбеливания соломы, шёлка и шерсти, то есть материалов, которые нельзя отбеливать хлором. Применяется он также и в качестве растворителя в лабораториях. Оксид серы(IV) применяется также для получения различных солей сернистой кислоты.

Токсическое действие

Оксид серы (IV) SO₂ (диоксид серы) в высоких дозах очень токсичен. Симптомы при отравлении сернистым газом — насморк, кашель, охриплость, сильное першение в горле и своеобразный привкус. При вдыхании сернистого газа более высокой концентрации — удушье, расстройство речи, затруднение глотания, рвота, возможен острый отёк лёгких.

При кратковременном вдыхании оказывает сильное раздражающее действие, вызывает кашель и першение в горле.

Длительное воздействие диоксида серы в малых концентрациях также может нести вред организму. Системное исследование, проведённое в 2011 году показывает связь между воздействием диоксида серы на организм и преждевременными родами у женщин.

• ПДК (предельно допустимая концентрация):
  • в атмосферном воздухе максимально-разовая — 0,5 мг/м³, среднесуточная — 0,05 мг/м³;
  • в помещении (рабочая зона) — 10 мг/м³.

По степени воздействия на человеческий организм сернистый ангидрид относится к III классу опасности («умеренно-опасное химическое вещество») согласно ГОСТ 12.1.007-76.

Интересно, что чувствительность по отношению к SO₂ весьма различна у отдельных людей, животных и растений. Так, среди растений наиболее устойчивы по отношению к сернистому газу берёза и дуб, наименее — роза, сосна и ель.

По данным исследования средний порог восприятия запаха может превышать ПДК (21 мг/м3), а у части людей порог был значительно выше среднего значения.

Биологическая роль

Роль эндогенного сернистого газа в физиологии организма млекопитающих ещё окончательно не выяснена. Сернистый газ блокирует нервные импульсы от рецепторов растяжения лёгких и устраняет рефлекс, возникающий в ответ на перерастяжение лёгких, стимулируя тем самым более глубокое дыхание.

Показано, что эндогенный сернистый газ играет роль в предотвращении повреждения лёгких, уменьшает образование свободных радикалов, оксидативный стресс и воспаление в лёгочной ткани, в то время как экспериментальное повреждение лёгких, вызываемое олеиновой кислотой, сопровождается, наоборот, снижением образования сернистого газа и активности опосредуемых им внутриклеточных путей и повышением образования свободных радикалов и уровня оксидативного стресса. Что ещё более важно, блокада фермента, способствующего образованию эндогенного сернистого газа, в эксперименте способствовала усилению повреждения лёгких, оксидативного стресса и воспаления и активации апоптоза клеток лёгочной ткани. И напротив, обогащение организма подопытных животных серосодержащими соединениями, такими, как глютатион и ацетилцистеин, служащими источниками эндогенного сернистого газа, приводило не только к повышению содержания эндогенного сернистого газа, но и к уменьшению образования свободных радикалов, оксидативного стресса, воспаления и апоптоза клеток лёгочной ткани.

Считают, что эндогенный сернистый газ играет важную физиологическую роль в регуляции функций сердечно-сосудистой системы, а нарушения в его метаболизме могут играть важную роль в развитии таких патологических состояний, как лёгочная гипертензия, гипертоническая болезнь, атеросклероз сосудов, ишемическая болезнь сердца, ишемия-реперфузия и др.

Показано, что у детей с врождёнными пороками сердца и лёгочной гипертензией повышен уровень гомоцистеина (вредного токсичного метаболита цистеина) и снижен уровень эндогенного сернистого газа, причём степень повышения уровня гомоцистеина и степень снижения выработки эндогенного сернистого газа коррелировала со степенью выраженности лёгочной гипертензии. Предложено использовать гомоцистеин как маркер степени тяжести состояния этих больных и указано, что метаболизм эндогенного сернистого газа может быть важной терапевтической мишенью у этих больных.

Также показано, что эндогенный сернистый газ понижает пролиферативную активность клеток гладких мышц эндотелия сосудов, угнетая активность MAPK-сигнального пути и одновременно активируя аденилатциклазный путь и протеинкиназу A. А пролиферация гладкомышечных клеток стенок сосудов считается одним из механизмов гипертензивного ремоделирования сосудов и важным звеном патогенеза артериальной гипертензии, а также играет роль в развитии стеноза (сужения просвета) сосудов, предрасполагающего к развитию в них атеросклеротических бляшек.

Эндогенный сернистый газ оказывает эндотелий-зависимое вазодилатирующее действие в низких концентрациях, а в более высоких концентрациях становится эндотелий-независимым вазодилататором, а также оказывает отрицательное инотропное действие на миокард (понижает сократительную функцию и сердечный выброс, способствуя снижению артериального давления). Этот вазодилатирующий эффект сернистого газа опосредуется через АТФ-чувствительные кальциевые каналы и кальциевые каналы L-типа («дигидропиридиновые»). В патофизиологических условиях эндогенный сернистый газ оказывает противовоспалительное действие и повышает антиоксидантный резерв крови и тканей, например при экспериментальной лёгочной гипертензии у крыс. Эндогенный сернистый газ также снижает повышенное артериальное давление и тормозит гипертензивное ремоделирование сосудов у крыс в экспериментальных моделях гипертонической болезни и лёгочной гипертензии. Последние (на 2015 год) исследования показывают также, что эндогенный сернистый газ вовлечён в регуляцию липидного метаболизма и в процессы ишемии-реперфузии.

Эндогенный сернистый газ также уменьшает повреждение миокарда, вызванное экспериментальной гиперстимуляцией адренорецепторов изопротеренолом, и повышает антиоксидантный резерв миокарда.

Воздействие на атмосферу

Из-за образования в больших количествах в качестве отходов диоксид серы является одним из основных газов, загрязняющих атмосферу.

Наибольшую опасность представляет собой загрязнение соединениями серы, которые выбрасываются в атмосферу при сжигании угольного топлива, нефти и природного газа, а также при выплавке металлов и производстве серной кислоты.

Антропогенное загрязнение серой в два раза превосходит природное. Серный ангидрид образуется при постепенном окислении сернистого ангидрида кислородом воздуха с участием света. Конечным продуктом реакции является аэрозоль серной кислоты в воздухе, раствор в дождевой воде (в облаках). Выпадая с осадками, она подкисляет почву, обостряет заболевания дыхательных путей, скрыто угнетающе воздействует на здоровье человека. Выпадение аэрозоля серной кислоты из дымовых факелов химических предприятий чаще отмечается при низкой облачности и высокой влажности воздуха. Растения около таких предприятий обычно бывают густо усеяны мелкими некротическими пятнами, образовавшимися в местах оседания капель серной кислоты, что доказывает присутствие её в окружающей среде в существенных количествах. Пирометаллургические предприятия цветной и чёрной металлургии, а также ТЭЦ ежегодно выбрасывают в атмосферу десятки миллионов тонн серного ангидрида. Необходимо отметить также, что диоксид серы имеет максимум в спектре поглощения света в ультрафиолетовой области (190—220 нм), что совпадает с максимумом в спектре поглощения озона. Это свойство диоксида серы позволяет утверждать, что наличие этого газа в атмосфере имеет также положительный эффект, предотвращая возникновение и развитие онкологических заболеваний кожи человека. Диоксид серы в атмосфере Земли существенно ослабляет влияние парниковых газов (диоксид углерода, метан) на рост температуры атмосферы. Наибольших концентраций сернистый газ достигает в северном полушарии, особенно над территорией США, Европы, Китая, европейской части России и Украины. В южном полушарии содержание его значительно ниже.

Оксид серы (IV) –  это кислотный оксид. Бесцветный газ с резким запахом, хорошо растворимый в воде.

Cпособы получения оксида серы (IV)

1. Сжигание серы на воздухе:

S    +   O₂  →  SO₂

2. Горение сульфидов и сероводорода:

2H₂S   +   3O₂  →   2SO₂   +   2H₂O

2CuS   +   3O₂  →   2SO₂   +   2CuO

3. Взаимодействие сульфитов с более сильными кислотами:

Например, сульфит натрия взаимодействует с серной кислотой:

Na₂SO₃    +   H₂SO₄    →  Na₂SO₄   +   SO₂    +   H₂O

4. Обработка концентрированной серной кислотой неактивных металлов.

Например, взаимодействие меди с концентрированной серной кислотой:

Cu    +   2H₂SO₄   →   CuSO₄   +   SO₂   +   2H₂O

Химические свойства оксида серы (IV)

Оксид серы (IV) – это типичный кислотный оксид. За счет серы в степени окисления +4 проявляет свойства окислителя и восстановителя.

1. Как кислотный оксид, сернистый газ реагирует с щелочами и оксидами щелочных и щелочноземельных металлов.

Например, оксид серы (IV) реагирует с гидроксидом натрия. При этом образуется либо кислая соль (при избытке сернистого газа), либо средняя соль (при избытке щелочи):

SO₂   +   2NaOH_(изб)   →   Na₂SO₃   +   H₂O

SO_2(изб)   +   NaOH  → NaHSO₃

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

SO₂  +  Na₂O   →  Na₂SO₃ 

2. При взаимодействии с водой SO₂ образует сернистую кислоту. Реакция обратимая, т.к. сернистая кислота в водном растворе в значительной степени распадается на оксид и воду.

SO₂  +   H₂O   ↔  H₂SO₃  

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

Например, оксид серы окисляется кислородом на катализаторе в жестких условиях. Реакция также сильно обратимая:

2SO₂    +   O₂    ↔  2SO₃

Сернистый ангидрид обесцвечивает бромную воду:

SO₂   +   Br₂  +   2H₂O   →  H₂SO₄  +  2HBr

Азотная кислота очень легко окисляет сернистый газ:

SO₂   +   2HNO₃   →  H₂SO₄   +   2NO₂

Озон также окисляет оксид серы (IV):

SO₂    +   O₃  →   SO₃  +  O₂

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

5SO₂   +   2H₂O   +   2KMnO₄  → 2H₂SO₄   +   2MnSO₄   +   K₂SO₄    

Оксид свинца (IV) также окисляет сернистый газ:

SO₂   +   PbO₂  → PbSO₄

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

Например, при взаимодействии с сероводородом сернистый газ восстанавливается до молекулярной серы:

SO₂    +   2Н₂S    →    3S  +  2H₂O

Оксид серы (IV) окисляет угарный газ и углерод:

SO₂    +   2CO    →   2СО₂    +    S 

SO₂    +   С  →   S   +  СO₂

---

Оксид серы(IV)
Общие
Систематическое наименование	Оксид серы(IV)
Химическая формула	SO2
Отн. молек. масса	64.054 а. е. м.
Молярная масса	64.054 г/моль
Физические свойства
Плотность вещества	2,927 г/л г/см³
Состояние (ст. усл.)	бесцветный газ
Термические свойства
Температура плавления	−75,5 °C
Температура кипения	−10,01 °C
Химические свойства
Растворимость в воде	11,5 г/100 мл
Классификация
номер CAS	[7446-09-5]

Окси́д се́ры(IV) (диокси́д се́ры, серни́стый газ, серни́стый ангидри́д) — SO₂. В нормальных условиях представляет собой бесцветный газ с характерным резким запахом (запах загорающейся спички). Под давлением сжижается при комнатной температуре. Растворяется в воде с образованием нестойкой сернистой кислоты; растворимость 11,5 г/100 г воды при 20 °C, снижается с ростом температуры. Растворяется также в этаноле, серной кислоте. SO₂ — один из основных компонентов вулканических газов.

Получение

Промышленный способ получения — сжигание серы или обжиг сульфидов, в основном — пирита:

4FeS₂ + 11O₂ → 2Fe₂O₃ + 8SO₂↑ + Q.

В лабораторных условиях SO₂ получают воздействием сильных кислот на сульфиты и гидросульфиты:

Na₂SO₃ + H₂SO₄ → Na₂SO₄ + H₂SO₃.

Образующаяся сернистая кислота сразу разлагается на SO₂ и H₂O:

Na₂SO₃ + H₂SO₄ → Na₂SO₄ + H₂O + SO₂↑.

Также можно получить действием концентрированной серной кислоты на малоактивные металлы при нагревании:

2H₂SO_{4 (конц.)} + Cu → CuSO₄ + SO₂↑ + 2H₂O.

Химические свойства

Относится к кислотным оксидам. Растворяется в воде с образованием сернистой кислоты (при обычных условиях реакция обратима):

SO₂ + H₂O ↔ H₂SO₃.

Со щелочами образует сульфиты:

SO₂ + 2NaOH → Na₂SO₃ + H₂O.

Химическая активность SO₂ весьма велика. Наиболее ярко выражены восстановительные свойства SO₂, степень окисления серы в таких реакциях повышается:

SO₂ + Br₂ + 2H₂O → H₂SO₄ + 2HBr,

2SO₂ + O₂ → 2SO₃ (требуется катализатор V₂O₅ и температура 450°),

5SO₂ + 2KMnO₄ + 2H₂O → 2H₂SO₄ + 2MnSO₄ + K₂SO₄.

Последняя реакция является качественной реакцией на сульфит-ион SO₃^2- и на SO₂ (обесцвечивание фиолетового раствора).

В присутствии сильных восстановителей SO₂ способен проявлять окислительные свойства. Например, для извлечения серы их отходящих газов металлургической промышленности используют восстановление SO₂ оксидом углерода(II):

SO₂ + 2CO → 2CO₂ + S↓.

Или для получения фосфорноватистой кислоты:

PH₃ + SO₂ → H(PH₂O₂) + S↓

Применение

В пищевой промышленности диоксид серы используется как консервант и обозначается на упаковке под кодом Е220.

Физиологическое действие

SO₂ токсичен. Симптомы при отравлении сернистым газом — насморк, кашель, охриплость, першение в горле. При вдыхании сернистого газа более высокой концентрации — удушье, расстройство речи, затруднение глотания, рвота, возможен острый отёк лёгких.

• ПДК максимально-разового воздействия — 0,5 мг/м³

Дополнительные сведения о токсичности

Интересно, что чувствительность по отношению к SO₂ весьма различна как у людей, так и у растений. Наиболее устойчивы по отношению к сернистому газу берёза и дуб, наименее — сосна и ель. Наиболее чувствительными к SO₂ являются розы. При попадании на них сернистого газа они моментально белеют.

Справочник содержит названия веществ и описания химических формул (в т.ч. структурные формулы и скелетные формулы).

---

Общее число найденных записей: 299.
Показано записей: 20.