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 + H2O → Na2SO4 + 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 + H2O → H2SO4 + 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
SO2+Н2О ↔ 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 + NaOH → Na2SO3 + 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 + 2P → P2O5 + 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
