С чем реагирует сернистый газ
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)
SO2(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 (IV) SO2, сернистый газ
Взаимодействуя с кислородом, сера образует два оксида:
Молекула сернистого газа сильно полярна, угловой формы (угол между связями составляет 119°):
Физические свойства сернистого газа:
Химические свойства сернистого газа
Сернистый газ является типичным кислотным оксидом.
В окислительно-восстановительных реакциях сернистый газ может выступать, как в роли окислителя (восстанавливаясь в S и H2S), так и в роли восстановителя (окисляясь в H2SO4), т.к. сера в этом соединении занимает промежуточную степень окисления +4.
Получение и применение сернистого газа
В промышленности сернистый газ получают или сжиганием серы, или как побочный продукт обжига сульфидных руд, например, железного колчедана.
В лабораторных условиях диоксид серы можно получить действием концентрированных кислот на соли сернистой кислоты (гидросульфиты и сульфиты), а также в процессе реакции серной кислоты с тяжелым металлом.
Сернистый газ используют для:
Если вам понравился сайт, будем благодарны за его популяризацию 🙂 Расскажите о нас друзьям на форуме, в блоге, сообществе. Это наша кнопочка:
Код кнопки:
Политика конфиденциальности Об авторе
Оксиды серы. Серная кислота
Сера с кислородом образует два оксида: SO2 – оксид серы (IV) и SO3 – оксид серы (VI).
Оксид серы (IV) — SO2 (сернистый газ, сернистый ангидрид)
Сернистый газ – это бесцветный газ с резким запахом, ядовит. Тяжелее воздуха более чем в два раза. Хорошо растворяется в воде. При комнатной температуре в одном объёме воды растворяется около 40 объёмов сернистого газа, при этом образуется сернистая кислота H2SO3.
Химические свойства
Сернистый газ – типичный кислотный оксид. Он взаимодействует:
а) с основаниями, образуя два типа солей: кислые (гидросульфиты) и средние (сульфиты):
б) с основными оксидами:
Сернистая кислота существуют только в растворе, относится к двухосновным кислотам. Сернистая кислота обладает всеми общими свойствами кислот.
Окислительно – восстановительные свойства
В окислительно-восстановительных процессах сернистый газ может быть как окислителем, так и восстановителем, потому что атом серы в этом соединении имеет промежуточную степень окисления +4.
Как окислитель SO2 реагирует с более сильными восстановителями, например с сероводородом:
Как восстановитель SO2 реагирует с более сильными окислителями, например с кислородом в присутствии катализатора, с хлором и т.д.:
Получение
1) Сернистый газ образуется при горении серы:
2) В промышленности его получают при обжиге пирита:
3) В лаборатории сернистый газ можно получить:
а) при действии кислот на сульфиты:
б) при взаимодействии концентрированной серной кислоты с тяжелыми металлами:
Применение
Сернистый газ находит широкое применение в текстильной промышленности для отбеливания различных изделий. Кроме того, его используют в сельском хозяйстве для уничтожения вредных микроорганизмов в теплицах и погребах. В больших количествах SO2 идет на получение серной кислоты.
Оксид серы (VI) – SO3 (серный ангидрид)
Серный ангидрид SO3 – это бесцветная жидкость, которая при температуре ниже 17 о С превращается в белую кристаллическую массу. Очень хорошо поглощает влагу (гигроскопичен).
Химические свойства
Как типичный кислотный оксид серный ангидрид взаимодействует:
а) с основаниями, образуя два типа солей – кислые (гидросульфиты) и средние (сульфаты):
Особым свойством SO3 является его способность хорошо растворяться в серной кислоте. Раствор SO3 в серной кислоте имеет название олеум.
Оксид серы (VI) характеризуется сильными окислительными свойствами (обычно восстанавливается до SO2):
Получение и применение
Серный ангидрид образуется при окислении сернистого газа:
В чистом виде серный ангидрид практического значения не имеет. Он получается как промежуточный продукт при производстве серной кислоты.
Серная кислота H2SO4
Упоминания о серной кислоте впервые встречаются у арабских и европейских алхимиков. Ее получали, прокаливая на воздухе железный купорос (FeSO4∙7H2O): 2FeSO4 = Fe2O3 + SO3↑ + SO2↑ либо смесь серы с селитрой: 6KNO3 + 5S = 3K2SO4 + 2SO3↑ + 3N2↑, а выделяющиеся пары серного ангидрида конденсировали. Поглощая влагу, они превращались в олеум. В зависимости от способа приготовления H2SO4 называли купоросным маслом или серным маслом. В 1595 г. алхимик Андреас Либавий установил тождественность обоих веществ.
Долгое время купоросное масло не находило широкого применения. Интерес к нему сильно возрос после того, как в XVIII в. был открыт процесс получения из индиго индигокармина – устойчивого синего красителя. Первую фабрику по производству серной кислоты основали недалеко от Лондона в 1736 г. Процесс осуществляли в свинцовых камерах, на дно которых наливали воду. В верхней части камеры сжигали расплавленную смесь селитры с серой, затем туда запускали воздух. Процедуру повторяли до тех пор, пока на дне ёмкости не образовывалась кислота требуемой концентрации.
В XIX в. способ усовершенствовали: вместо селитры стали использовать азотную кислоту (она при разложении в камере даёт NO2). Чтобы возвращать в систему нитрозные газы были сконструированы специальные башни, которые и дали название всему процессу – башенный процесс. Заводы, работающие по башенному методу, существуют и в наше время.
Серная кислота
Серная кислота – это тяжелая маслянистая жидкость без цвета и запаха, гигроскопична; хорошо растворяется в воде. При растворении концентрированной серной кислоты в воде выделяется большое количество тепла, поэтому ее надо осторожно приливать в воду (а не наоборот!) и перемешивать раствор.
Раствор серной кислоты в воде с содержанием H2SO4 менее 70% обычно называют разбавленной серной кислотой, а раствор более 70% — концентрированной серной кислотой.
Химические свойства
Разбавленная серная кислота проявляет все характерные свойства сильных кислот. Она реагирует:
Процесс взаимодействия ионов Ва 2+ с сульфат-ионами SO4 2+ приводит к образованию белого нерастворимого осадка BaSO4. Это качественная реакция на сульфат-ион.
Окислительно – восстановительные свойства
В разбавленной серной кислоте растворяются металлы, которые в электрохимическом ряду напряжений находятся до водорода. При этом образуются сульфаты металлов и выделяется водород:
Металлы, которые в электрохимическом ряду напряжений находятся после водорода, не реагируют с разбавленной серной кислотой:
Концентрированная серная кислота является сильным окислителем, особенно при нагревании. Она окисляет многие металлы, неметаллы и некоторые органические вещества.
При взаимодействии концентрированной серной кислоты с металлами, которые в электрохимическом ряду напряжений находятся после водорода (Cu, Ag, Hg), образуются сульфаты металлов, а также продукт восстановления серной кислоты – SO2.
Реакция серной кислоты с цинком
Более активными металлами (Zn, Al, Mg) концентрированная серная кислота может восстанавливаться до свободной серы или сероводорода. Например, при взаимодействии серной кислоты с цинком, магнием, алюминием в зависимости от концентрации кислоты одновременно могут образовываться различные продукты восстановления серной кислоты – SO2, S, H2S:
На холоде концентрированная серная кислота пассивирует некоторые металлы, например алюминий и железо, поэтому ее перевозят в железных цистернах:
Концентрированная серная кислота окисляет некоторые неметаллы (серу, углерод и др.), восстанавливаясь до оксида серы (IV) SO2:
Получение и применение
Реакция серной кислоты с сахаром
В промышленности серную кислоту получают контактным способом. Процесс получения происходит в три стадии:
Полученный олеум перевозят в железных цистернах. Из олеума получают серную кислоту нужной концентрации, приливая его в воду. Это можно выразить схемой:
Серная кислота находит разнообразное применение в самых различных областях народного хозяйства. Ее используют для осушки газов, в производстве других кислот, для получения удобрений, различных красителей и лекарственных средств.
Соли серной кислоты
Железный купорос
Большинство сульфатов хорошо растворимы в воде (малорастворим CaSO4, еще менее PbSO4 и практически нерастворим BaSO4). Некоторые сульфаты, содержащие кристаллизационную воду, называются купоросами:
CuSO4 ∙ 5H2O медный купорос
FeSO4 ∙ 7H2O железный купорос
Соли серной кислоты имеют все общие свойства солей. Особенным является их отношение к нагреванию.
Сульфаты активных металлов (Na, K, Ba) не разлагаются даже при 1000 о С, а других (Cu, Al, Fe) – распадаются при небольшом нагревании на оксид металла и SO3:
Скачать:
Скачать бесплатно реферат на тему: «Производство серной кислоты контактным способом» Производство-серной-кислоты-контактным-способом.docx (238 Загрузок)
Скачать рефераты по другим темам можно здесь
*на изображении записи фотография медного купороса
Похожее
Добавить комментарий Отменить ответ
Репетитор по химии. Занятия проходят онлайн по Скайпу. По всем вопросам пишите в Ватсапп: +7 928 285 70 42
Урок №24. Оксид серы (IV). Сернистая кислота и её соли
Сернистый ангидрид; сернистый газ – SO 2
Физические свойства
Обесцвечивает многие красители, убивает микроорганизмы.
Получение
1) При сжигании серы в кислороде:
2) Окислением сероводорода и сульфидов:
2H 2 S + 3O 2 = t = 2SO 2 + 2H 2 O
2CuS + 3O 2 = t = 2SO 2 + 2CuO
4FeS 2 + 11O 2 = t = 2Fe 2 O 3 + 8SO 2
3) Обработкой солей сернистой кислоты – сульфитов минеральными кислотами:
Na 2 SO 3 + 2HCl = 2NaCl + SO 2 ↑ + H 2 O
4) При окислении неактивных металлов концентрированной серной кислотой:
Cu + 2H 2 SO 4 (конц) → CuSO 4 + SO 2 ↑ + 2H 2 O
Химические свойства
1. SO 2 – проявляет окислительно-восстановительные свойства
SO 2 — восстановитель (S +4 – 2ē → S +6 )
2SO 2 + O 2 ← кат-V2O5 → 2SO 3
Обесцвечивает бромную воду:
SO 2 + Br 2 + 2H 2 O = H 2 SO 4 + 2HBr
Окисляется азотной кислотой, озоном и оксидом свинца (IV):
SO 2 + 2HNO 3 = H 2 SO 4 + 2NO 2
Обесцвечивает раствор перманганата калия – качественная реакция на сернистый га з:
5SO 2 + 2KMnO 4 + 2H 2 O = K 2 SO 4 + 2MnSO 4 + 2H 2 SO 4
SO 2 — окислитель (S +4 + 4ē → S 0 )
SO 2 + С = t = S + СO 2
SO 2 + 2CO = t = 2СО 2 + S
SO 2 + 2H 2 S = t = 3S + 2H 2 O
При растворении SO 2 в воде образуется слабая и неустойчивая сернистая кислота H 2 SO 3 (существует только в водном растворе)
Свойства сернистой кислоты
Сернистая кислота диссоциирует ступенчато:
(первая ступень, образуется гидросульфит – анион)
(вторая ступень, образуется анион сульфит)
Как и все кислоты, сернистая кислота меняет цвет растворов индикаторов. Метиловый оранжевый в растворе кислоты становится красным. В старину дамские соломенные шляпки отбеливали сернистой кислотой. Раствор сернистой кислоты отбеливает ткани из растительного материала, шерсти, шелка.
Качественной реакцией на соли сернистой кислоты является взаимодействие соли с сильной кислотой, при этом выделяется газ SO 2 с резким запахом:
Na 2 SO 3 + 2HCl = 2NaCl + SO 2 ↑+ H 2 O
2H + + SO 3 2- = SO 2 ↑+ H 2 O
Сернистая кислота H 2 SO 3. проявляет восстановительные свойства:
Сернистая кислота взаимодействует с раствором йода, обесцвечивая его. При этом образуются йодоводородная и серная кислоты.
H 2 SO 3 + I 2 + H 2 O = H 2 SO 4 + 2НI
Водные растворы сульфитов щелочных металлов окисляются на воздухе:
2SO 3 2- + O 2 = 2SO 4 2-
3. Взаимодействие со щелочами
Ba(OH) 2 + SO 2 → BaSO 3 ↓ (сульфит бария) + H 2 O
Ba(OH) 2 + 2SO 2 (избыток) = Ba(HSO 3 ) 2 (гидросульфит бария)
4. Взаимодействие с основными оксидами
ЗАДАНИЯ ДЛЯ ЗАКРЕПЛЕНИЯ
Задание №1. Закончите уравнения химических реакций, составьте электронный баланс, укажите процессы окисления и восстановления, окислитель и восстановитель:
Задание №2. Осуществите превращения по схемам:
1) S → H 2 S → SO 2 → Na 2 SO 3 → BaSO 3 → SO 2
3) FeS 2 → SO 2 →Na 2 SO 3 +HCl → A + O 2 → B → H 2 SO 4
5) SO 2 → S → K 2 S → H 2 S → PbS → SO 2
6) H 2 SO 3 +I 2 → A +Cu → B +NaOH → C
7) K 2 SO 3 → SO 2 → MgSO 3 → SO 2 → KHSO 3 → SO 2
Уравнения реакций ионного обмена напишите в полном и кратком ионном виде.
Основные свойства оксида серы 4, с какими веществами взаимодействует
Оксид серы (IV) или диоксид — что это за вещество
Оксид серы (IV) является кислотным оксидом, бесцветным газообразным веществом, обладающим резким запахом (как у загорающейся спички) и хорошо растворимым в воде.
Источник: wikipedia.org Источник: wikipedia.org
Химическая формула диоксида серы:
Основные физические и химические свойства, с какими веществами взаимодействует
Физические характеристики оксида серы (IV):
Оксид серы (IV) относится к кислотным оксидам. Благодаря содержанию в веществе серы в степени окисления + 4 S O 2 способен играть роль и окислителя, и восстановителя в химических реакциях.
Являясь кислотным оксидом, сернистый газ вступает в химические реакции со щелочами и оксидами щелочных и щелочноземельных металлов.
Взаимодействие оксида серы (IV) с гидроксидом натрия сопровождается образованием либо кислой соли (при условии избытка сернистого газа), либо средней соли (если щелочь в избытке):
S O 2 + 2 N a O H ( и з б ) → N a 2 S O 3 + H 2 O
S O 2 ( и з б ) + N a O H → N a H S O 3
Уравнение реакции оксида серы (IV) с основным оксидом натрия:
S O 2 + N a 2 O → N a 2 S O 3
В процессе реакции оксида серы (IV) с водой образуется сернистая кислота. Данный процесс является обратимым. Это связано со способностью сернистой кислоты распадаться в значительной степени в водном растворе, что приводит к образованию оксида и воды.
S O 2 + H 2 O ↔ H 2 S O 3
У S O 2 наиболее ярко выражены восстановительные свойства. В процессе взаимодействия вещества с окислителями повышается степень окисления серы.
Окисление оксида серы кислородом на катализаторе в жестких условиях (процесс является обратимым):
2 S O 2 + O 2 ↔ 2 S O 3
Обесцвечивание бромной воды сернистым ангидридом:
S O 2 + B r 2 + 2 H 2 O → H 2 S O 4 + 2 H B r
Процесс окисления сернистого газа с помощью азотной кислоты протекает легко:
S O 2 + 2 H N O 3 → H 2 S O 4 + 2 N O 2
Процесс окисления оксида серы (IV) с помощью озона:
S O 2 + O 3 → S O 3 + O 2
Окисление сернистого газа оксидом свинца (IV):
S O 2 + P b O 2 → P b S O 4
При контакте с сильными восстановителями S O 2 может проявлять окислительные свойства.
Взаимодействие с сероводородом приводит к восстановлению сернистого газа до молекулярной серы:
S O 2 + 2 Н 2 S → 3 S + 2 H 2 O
Окисление оксидом серы (IV) угарного газа и углерода:
S O 2 + 2 C O → 2 С О 2 + S
S O 2 + С → S + С O 2
Качественные реакции, как проходит горение
Качественная реакция на сернистый газ и на сульфит-ион представляет собой процесс обесцвечивания раствора перманганата калия:
5 S O 2 + 2 H 2 O + 2 K M n O 4 → 2 H 2 S O 4 + 2 M n S O 4 + K 2 S O 4
Двуокись серы является продуктом горения серы или горящих материалов, в состав которых входит сера:
Δ H = − 297 к Д ж / м о л ь
С целью повышения интенсивности горения сжиженную серу (140-150°C, 284–302°F) распыляют с помощью специальной насадки, что приводит к образованию мелких капель серы, обладающих большой площадью поверхности. Реакция является экзотермической. В процессе температура повышается до 1000-1600°C. Произведенное тепло по большей части утилизируют с помощью производства пара, который в дальнейшем может быть преобразован в электрическую энергию. Сходным образом происходит горение сероводорода и сероорганических соединений. К примеру:
2 Н 2 S + 3 О 2 → 2 Н 2 О + 2 S O 2
В процессе обжига сульфидных руд, например, пирита, сфалерита и сульфида ртути, аналогично происходит выделение :
4 F e S 2 + 11 O 2 → 2 F e 2 O 3 + 8 S O 2
2 Z n S + 3 O 2 → 2 Z n O + 2 S O 2
H g S + O 2 → H g + S O 2
4 F e S + 7 O 2 → 2 F e 2 O 3 + 4 S O 2
Как получить, особенности применения
Существуют разные способы получения оксида серы (IV).
Сжигание серы на воздухе:
Горение сульфидов и сероводорода:
2 H 2 S + 3 O 2 → 2 S O 2 + 2 H 2 O
2 C u S + 3 O 2 → 2 S O 2 + 2 C u O
Оксид серы (IV) получают в результате реакции взаимодействия сульфитов с более сильными кислотами. В качестве примера можно привести реакцию сульфита натрия с серной кислотой:
N a 2 S O 3 + H 2 S O 4 → N a 2 S O 4 + S O 2 + H 2 O
C u + 2 H 2 S O 4 → C u S O 4 + S O 2 + 2 H 2 O
Сферы применения оксида серы (IV):