Kysličník siřičitý. Vzorec, příprava, chemické vlastnosti
DEFINICE
Kysličník siřičitý(oxid síry (IV), oxid siřičitý) v normální podmínky je bezbarvý plyn s charakteristickým štiplavým zápachem (bod tání je (-75,5 o C), bod varu - (-10,1 o C).
Rozpustnost oxidu sírového (IV) ve vodě je velmi vysoká (za normálních podmínek asi 40 objemů SO 2 na objem vody). Vodný roztok oxidu siřičitého se nazývá kyselina siřičitá.
Chemický vzorec oxidu siřičitého
Chemický vzorec oxidu siřičitého- SO 2. Ukazuje, že molekula této komplexní látky obsahuje jeden atom síry (Ar = 32 a.m.u.) a dva atomy kyslíku (Ar = 16 a.m.u.). Podle chemického vzorce můžete vypočítat molekulovou hmotnost oxidu siřičitého:
Mr(SO 2) \u003d Ar (S) + 2 × Ar (O) \u003d 32 + 2 × 16 \u003d 32 + 32 \u003d 64
Strukturní (grafický) vzorec oxidu siřičitého
Názornější je strukturní (grafický) vzorec oxidu siřičitého. Ukazuje, jak jsou atomy v molekule navzájem spojeny. Struktura molekuly SO 2 (obr. 1) je podobná struktuře molekuly ozonu O 3 (OO 2), molekula je však vysoce tepelně stabilní.
Rýže. 1. Struktura molekuly oxidu siřičitého, udávající vazebné úhly mezi vazbami a délky chemických vazeb.
Znázorňující rozložení elektronů v atomu podle energetických podúrovní je obvyklé zobrazovat pouze jednotlivé chemické prvky, ale pro oxid siřičitý lze také uvést následující vzorec:
Příklady řešení problémů
PŘÍKLAD 1
| Cvičení | Složení látky zahrnuje 32,5% sodíku, 22,5% síry a 45% kyslíku. Odvoďte chemický vzorec látky. |
| Řešení | Hmotnostní zlomek prvek X v molekule složení HX se vypočítá podle následujícího vzorce: ω (X) = n × Ar (X) / M (HX) × 100 % Označme počet molů prvků, které tvoří sloučeninu, jako „x“ (sodík), „y“ (síra) a „z“ (kyslík). Potom bude molární poměr vypadat takto (hodnoty relativních atomové hmotnosti převzato z periodické tabulky D.I. Mendělejev, zaokrouhleno nahoru na celá čísla): x:y:z = co(Na)/Ar(Na): co(S)/Ar(S): co(O)/Ar(O); x:y:z= 32,5/23: 22,5/32: 45/16; x:y:z= 1,4: 0,7: 2,8 = 2: 1: 4 Takže vzorec pro sloučeninu sodíku, síry a kyslíku bude vypadat jako Na2S04. Je to síran sodný. |
| Odpovědět | Na2S04 |
PŘÍKLAD 2
| Cvičení | Hořčík se spojuje s dusíkem za vzniku nitridu hořečnatého v hmotnostním poměru 18:7. Odvoďte vzorec sloučeniny. |
| Řešení | Abychom zjistili, v jakém vztahu jsou chemické prvky ve složení molekuly, je nutné zjistit jejich látkové množství. Je známo, že pro zjištění množství látky je třeba použít vzorec: Pojďme najít molární hmotnosti hořčíku a dusíku (hodnoty relativních atomových hmotností převzaté z periodické tabulky D.I. Mendělejeva budou zaokrouhleny nahoru na celá čísla). Je známo, že M = Mr, což znamená M(Mg) = 24 g/mol, a M(N) = 14 g/mol. Pak se látkové množství těchto prvků rovná: n (Mg) = m (Mg) / M (Mg); n (Mg) \u003d 18/24 \u003d 0,75 mol n(N) = m(N)/M(N); n(N) = 7/14 = 0,5 mol Najděte molární poměr: n(Mg) :n(N) = 0,75: 0,5 = 1,5:1 = 3:2, ty. vzorec pro sloučeninu hořčíku s dusíkem je Mg3N2. |
| Odpovědět | Mg3N2 |
Oxid siřičitý má molekulární strukturu podobnou ozonu. Atom síry ve středu molekuly je vázán na dva atomy kyslíku. Tento plynný produkt oxidace síry je bezbarvý, vydává štiplavý zápach, za měnících se podmínek snadno kondenzuje na čirou kapalinu. Látka je vysoce rozpustná ve vodě, má antiseptické vlastnosti. SO 2 se ve velkém množství získává v chemickém průmyslu, zejména v cyklu výroby kyseliny sírové. Plyn je široce používán pro zpracování zemědělských a potravinářských produktů, bělení tkanin v textilním průmyslu.
Systematické a triviální názvy látek
Je nutné porozumět rozmanitosti termínů souvisejících se stejnou sloučeninou. Oficiální jméno sloučeniny, jejichž chemické složení odráží vzorec SO 2 - oxid siřičitý. IUPAC doporučuje používat tento termín a jeho anglický ekvivalent, oxid siřičitý. Učebnice pro školy a univerzity často uvádějí jiný název – oxid sírový (IV). Římské číslo v závorce označuje mocenství atomu S. Kyslík v tomto oxidu je dvojmocný a oxidační číslo síry je +4. V odborné literatuře se používají takové zastaralé termíny jako oxid siřičitý, anhydrid siřičitý (produkt jeho dehydratace).
Složení a vlastnosti molekulární struktury SO 2
Molekula SO 2 je tvořena jedním atomem síry a dvěma atomy kyslíku. Mezi kovalentními vazbami je úhel 120°. V atomu síry dochází k hybridizaci sp2 - mračna jednoho s a dvou elektronů p jsou tvarově a energeticky zarovnaná. Podílejí se na tvorbě kovalentní vazby mezi sírou a kyslíkem. V páru O–S je vzdálenost mezi atomy 0,143 nm. Kyslík je elektronegativnější než síra, což znamená, že se vazebné páry elektronů pohybují od středu k vnějším rohům. Celá molekula je také polarizovaná, záporný pól jsou atomy O, kladný je atom S.
Některé fyzikální parametry oxidu siřičitého
Čtyřmocný oxid síry při normálních rychlostech životní prostředí zachovává plynný stav agregace. Vzorec pro oxid siřičitý vám umožňuje určit jeho relativní molekulové a molární hmotnosti: Mr (SO 2) \u003d 64,066, M \u003d 64,066 g / mol (lze zaokrouhlit až na 64 g / mol). Tento plyn je téměř 2,3krát těžší než vzduch (M(vzduch) = 29 g/mol). Dioxid má ostrý specifický zápach hořící síry, který je obtížné zaměnit s jiným. Je nepříjemný, dráždí oční sliznice, vyvolává kašel. Ale oxid sírový (IV) není tak toxický jako sirovodík.
pod tlakem při pokojová teplota plynný oxid siřičitý se zkapalňuje. Při nízkých teplotách je látka v pevném stavu, taje při -72 ... -75,5 ° C. S dalším zvýšením teploty se objeví kapalina a při -10,1 ° C se opět vytvoří plyn. Molekuly SO 2 jsou tepelně stabilní, k rozkladu na atomární síru a molekulární kyslík dochází při velmi vysokých teplotách (asi 2800 ºС).
Rozpustnost a interakce s vodou
Oxid siřičitý, když je rozpuštěn ve vodě, s ní částečně interaguje za vzniku velmi slabé kyseliny siřičité. V okamžiku příjmu se okamžitě rozloží na anhydrid a vodu: SO 2 + H 2 O ↔ H 2 SO 3. Ve skutečnosti se v roztoku nenachází kyselina siřičitá, ale hydratované molekuly SO 2 . Oxid plynný lépe interaguje se studenou vodou, jeho rozpustnost klesá s rostoucí teplotou. Za normálních podmínek dokáže rozpustit v 1 objemu vody až 40 objemů plynu.
Oxid siřičitý v přírodě
Při erupcích se se sopečnými plyny a lávou uvolňují značné objemy oxidu siřičitého. Mnoho lidských činností také zvyšuje koncentraci SO 2 v atmosféře.
Oxid siřičitý přivádějí do ovzduší hutní provozy, kde se při pražení rudy nezachycují výfukové plyny. Mnoho fosilních paliv obsahuje síru, což vede k uvolňování značného množství oxidu siřičitého atmosférický vzduch při spalování uhlí, ropy, plynu, paliva z nich získaného. Oxid siřičitý se pro člověka stává toxickým při koncentracích ve vzduchu nad 0,03 %. Člověk začíná dušnost, mohou se objevit jevy připomínající bronchitidu a zápal plic. Velmi vysoká koncentrace oxidu siřičitého v atmosféře může vést k těžké otravě nebo smrti.
Oxid siřičitý - výroba v laboratoři a v průmyslu
Laboratorní metody:
- Když se síra spálí v baňce s kyslíkem nebo vzduchem, získá se oxid podle vzorce: S + O 2 \u003d SO 2.
- Na soli kyseliny siřičité můžete působit silnějšími anorganickými kyselinami, je lepší užívat chlorovodíkovou, ale sírovou můžete zředit:
- Na2S03 + 2HCl \u003d 2NaCl + H2S03;
- Na2S03 + H2S04 (rozdíl) \u003d Na2S04 + H2S03;
- H2SO3 \u003d H20 + SO2.
3. Při interakci mědi s koncentrovanou kyselinou sírovou se neuvolňuje vodík, ale oxid siřičitý:
2H2S04 (konc.) + Cu \u003d CuS04 + 2H20 + SO2.
Moderní způsoby průmyslová výroba oxidu siřičitého:
- Oxidace přírodní síry při jejím spalování ve speciálních pecích: S + O 2 = SO 2.
- Pražení pyrit železitý (pyrit).
Základní chemické vlastnosti oxidu siřičitého
Oxid siřičitý je chemicky aktivní sloučenina. V redoxních procesech tato látka často působí jako redukční činidlo. Například, když molekulární brom interaguje s oxidem siřičitým, reakčními produkty jsou kyselina sírová a bromovodík. Oxidační vlastnosti SO 2 se projeví, pokud tento plyn prochází sirovodíkovou vodou. V důsledku toho se uvolňuje síra, dochází k samooxidaci a samoléčení: SO 2 + 2H 2 S \u003d 3S + 2H 2 O.
Oxid siřičitý má kyselé vlastnosti. Odpovídá jedné z nejslabších a nejnestabilnějších kyselin – siřičité. Toto spojení je in čistá forma neexistuje, můžete zjistit kyselé vlastnosti roztoku oxidu siřičitého pomocí indikátorů (lakmus zrůžoví). Kyselina siřičitá poskytuje střední soli - siřičitany a kyselé - hydrosulfity. Mezi nimi jsou stabilní sloučeniny.
Proces oxidace síry v oxidu sírovém na šestimocný stav v anhydridu kyseliny sírové je katalytický. Vzniklá látka se prudce rozpouští ve vodě, reaguje s molekulami H 2 O. Reakce je exotermická, vzniká kyselina sírová, respektive její hydratovaná forma.
Praktické využití kyselého plynu
Hlavní proces průmyslové výroby kyseliny sírové, který vyžaduje oxid prvku, má čtyři fáze:
- Získávání oxidu siřičitého spalováním síry ve speciálních pecích.
- Čištění vzniklého oxidu siřičitého od všech druhů nečistot.
- Další oxidace na šestimocnou síru v přítomnosti katalyzátoru.
- Absorpce oxidu sírového vodou.
V minulosti téměř veškerý oxid siřičitý potřebný pro komerční výrobu kyseliny sírové pocházel z pražení pyritu jako vedlejšího produktu při výrobě oceli. Nové typy zpracování hutních surovin využívají méně spalování rudy. Proto je hlavním výchozím materiálem pro výrobu kyseliny sírové v minulé roky se stala přírodní sírou. Významné světové zásoby této suroviny, její dostupnost umožňují organizovat zpracování ve velkém.
Oxid siřičitý je široce používán nejen v chemickém průmyslu, ale i v dalších odvětvích hospodářství. Textilní závody používají tuto látku a produkty její chemické interakce k bělení hedvábných a vlněných tkanin. Jedná se o jeden z typů bezchlorového bělení, při kterém nedochází k ničení vláken.
Oxid siřičitý má vynikající dezinfekční vlastnosti, čehož se využívá v boji proti plísním a bakteriím. Oxid siřičitý se používá k fumigaci zemědělských skladů, vinných sudů a sklepů. SO 2 se používá v potravinářském průmyslu jako konzervační a antibakteriální prostředek. Přidávejte do sirupů, namáčejte v ní čerstvé ovoce. Sulfitizace
Šťáva z cukrové řepy odbarvuje a dezinfikuje suroviny. Konzervované zeleninové pyré a šťávy obsahují také oxid siřičitý jako antioxidant a konzervační činidlo.
Sirovodík - H2S
Sloučeniny síry -2, +4, +6. Kvalitativní reakce na sulfidy, siřičitany, sírany.
Příjem interakce:
1. vodík se sírou při t - 300 0
2. při působení na sulfidy minerálních kyselin:
Na2S + 2HCl \u003d 2 NaCl + H2S
Fyzikální vlastnosti:
bezbarvý plyn se zápachem shnilá vejce, jedovatý, těžší než vzduch, ve vodě se rozpouští, tvoří slabou kyselinu sirovodíkovou.
Chemické vlastnosti
Acidobazické vlastnosti
1. Roztok sirovodíku ve vodě - kyselina sirovodíková - je slabá dvojsytná kyselina, proto se disociuje v krocích:
H 2 S ↔ HS - + H +
HS - ↔ H - + S 2-
2. Kyselina sírová má obecné vlastnosti kyseliny, reaguje s kovy, zásadité oxidy, zásady, soli:
H2S + Ca \u003d CaS + H2
H2S + CaO \u003d CaS + H20
H2S + 2NaOH \u003d Na2S + 2H20
H 2 S + CuSO 4 \u003d CuS ↓ + H 2 SO 4
Všechny kyselé soli - hydrosulfidy - jsou vysoce rozpustné ve vodě. Normální soli - sulfidy - se ve vodě rozpouštějí různými způsoby: sulfidy alkalických kovů a kovů alkalických zemin jsou vysoce rozpustné, sulfidy jiných kovů jsou ve vodě nerozpustné a sulfidy mědi, olova, rtuti a některých dalších těžkých kovů se nerozpouštějí ani ve kyseliny (kromě kyseliny dusičné)
CuS + 4HNO 3 \u003d Cu (NO 3) 2 + 3S + 2NO + 2H20
Rozpustné sulfidy podléhají hydrolýze - na aniontu.
Na 2 S ↔ 2Na + + S 2-
S 2- +HOH ↔HS - +OH -
Na 2 S + H 2 O ↔ NaHS + NaOH
Kvalitativní reakcí na kyselinu hydrosulfidovou a její rozpustné soli (tj. na sulfidový ion S 2-) je jejich interakce s rozpustnými solemi olova, výsledkem je černá sraženina PbS
Na2S + Pb (NO 3) 2 \u003d 2NaNO 3 + PbS ↓
Pb 2+ + S 2- = PbS↓
Zobrazuje pouze obnovovací vlastnosti, tk. atom síry má nejnižší oxidační stav -2
1. s kyslíkem
a) chybí
2H 2S -2 + O 2 0 \u003d S 0 + 2 H 2 O -2
b) s přebytkem kyslíku
2H2S + 3O2 \u003d 2SO2 + 2H20
2. s halogeny (změna barvy bromové vody)
H2S-2 + Br2 \u003d S0 + 2HBr-1
3. s konc. HNO3
H2S + 2HN03 (k) \u003d S + 2NO2 + 2H20
b) se silnými oxidačními činidly (KMnO 4, K 2 CrO 4 v kyselém prostředí)
2KMnO4 + 3H2SO4 + 5H2S \u003d 5S + 2MnSO4 + K2SO4 + 8H20
c) kyselina sulfidová se oxiduje nejen silnými oxidačními činidly, ale i slabšími, například železitými solemi, kyselinou siřičitou atd.
2FeCl3 + H2S = 2FeCl2 + S + 2HCl
H2SO3 + 2H2S \u003d 3S + 3H20
Účtenka
1. spalování síry v kyslíku.
2. spalování sirovodíku v přebytku O 2
2H2S + 3O2 \u003d 2SO2 + 2H20
3. oxidace sulfidu
2CuS + 3O 2 \u003d 2SO 2 + 2 CuO
4. interakce siřičitanů s kyselinami
Na 2 SO 3 + H 2 SO 4 \u003d Na 2 SO 4 + SO 2 + H 2 O
5. interakce kovů v řadě aktivit po (H 2) s konc. H2SO4
Cu + 2H 2 SO 4 \u003d CuSO 4 + SO 2 + 2 H 2 O
Fyzikální vlastnosti
Plyn, bezbarvý, s dusivým zápachem spálené síry, jedovatý, více než 2x těžší než vzduch, dobře rozpustný ve vodě (při pokojové teplotě se v jednom objemu rozpustí cca 40 objemových dílů plynu).
Chemické vlastnosti:
Acidobazické vlastnosti
SO 2 je typický kyselý oxid.
1.s alkáliemi, tvoří dva druhy solí: siřičitany a hydrosulfity
2KOH + SO2 \u003d K2S03 + H20
KOH + SO2 \u003d KHS03 + H20
2.se zásaditými oxidy
K20 + SO2 \u003d K2SO3
3. s vodou vzniká slabá kyselina siřičitá
H20 + SO2 \u003d H2S03
Kyselina sírová existuje pouze v roztoku, je slabá kyselina,
má všechny společné vlastnosti kyselin.
4. kvalitativní reakce na siřičitan - iont - SO 3 2 - působení minerálních kyselin
Na 2 SO 3 + 2HCl \u003d 2Na 2 Cl + SO 2 + H 2 O zápach spálené síry
redoxní vlastnosti
V OVR to může být jak oxidační činidlo, tak redukční činidlo, protože atom síry v SO 2 má střední oxidační stav +4.
Jako oxidační činidlo:
S02 + 2H2S = 3S + 2H2S
Jako restaurátor:
2SO 2 + O 2 \u003d 2SO 3
Cl2 + SO2 + 2H20 \u003d H2SO4 + 2HCl
2KMnO4 + 5SO2 + 2H20 \u003d K2SO4 + 2H2SO4 + 2MnSO4
Oxid sírový (VI) SO 3 (anhydrid kyseliny sírové)
Účtenka:
Oxidace oxidu siřičitého
2SO 2 + O 2 = 2SO 3 ( t 0, kat)
Fyzikální vlastnosti
Bezbarvá kapalina, při teplotách pod 17 0 С se mění na bílou krystalickou hmotu. Tepelně nestabilní sloučenina, zcela se rozkládá při 700 0 C. Je vysoce rozpustná ve vodě, v bezvodé kyselině sírové a reaguje s ní za vzniku olea
SO3 + H2SO4 \u003d H2S20 7
Chemické vlastnosti
Acidobazické vlastnosti
Typický kyselý oxid.
1.s alkáliemi, tvoří dva typy solí: sírany a hydrosírany
2KOH + SO3 \u003d K2S04 + H20
KOH + SO3 \u003d KHS04 + H20
2.se zásaditými oxidy
CaO + SO 2 \u003d CaSO 4
3. s vodou
H20 + SO3 \u003d H2S04
redoxní vlastnosti
Oxid sírový (VI) - silné oxidační činidlo, obvykle redukované na SO 2
3SO3 + H2S \u003d 4SO2 + H20
Kyselina sírová H2SO4
Získání kyseliny sírové
V průmyslu se kyselina vyrábí kontaktní metodou:
1. pyritové vypalování
4FeS 2 + 11O 2 \u003d 2Fe 2 O 3 + 8SO 2
2. oxidace SO 2 na SO 3
2SO 2 + O 2 = 2SO 3 ( t 0, kat)
3. rozpuštění SO 3 v kyselině sírové
n SO 3 + H 2 SO 4 \u003d H 2 SO 4 ∙ n SO 3 (oleum)
H2SO4∙ n SO3 + H20 \u003d H2SO4
Fyzikální vlastnosti
H 2 SO 4 je těžká olejovitá kapalina, bez zápachu a barvy, hygroskopická. Mísitelný s vodou v jakémkoli poměru, když se koncentrovaná kyselina sírová rozpustí ve vodě, uvolní se velký počet tepla, takže se musí opatrně nalít do vody a ne naopak (nejdříve voda, pak kyselina, jinak nastanou velké potíže)
Roztok kyseliny sírové ve vodě s obsahem H 2 SO 4 menším než 70 % se obvykle nazývá zředěná kyselina sírová, více než 70 % je koncentrovaných.
Chemické vlastnosti
Acidobazická
Zředěná kyselina sírová vykazuje všechny charakteristické vlastnosti silných kyselin. PROTI vodný roztok disociuje:
H 2 SO 4 ↔ 2H + + SO 4 2-
1. se zásaditými oxidy
MgO + H2S04 \u003d MgS04 + H20
2. se základy
2NaOH + H2SO4 \u003d Na2S04 + 2H20
3. se solemi
BaCl 2 + H 2 SO 4 \u003d BaSO 4 ↓ + 2 HCl
Ba 2+ + SO 4 2- = BaSO 4 ↓ (bílá sraženina)
Kvalitativní reakce na síranový ion SO 4 2-
Vzhledem k vyššímu bodu varu ve srovnání s jinými kyselinami je kyselina sírová při zahřívání vytěsňuje ze solí:
NaCl + H2SO4 \u003d HCl + NaHS04
redoxní vlastnosti
Ve zředěné H 2 SO 4 jsou oxidačními činidly H + ionty a v koncentrované H 2 SO 4 - síranové ionty SO 4 2
Ve zředěné kyselině sírové se rozpouštějí kovy, které jsou v pořadí aktivity až do vodíku, zatímco se tvoří sírany a uvolňuje se vodík
Zn + H2SO4 \u003d ZnS04 + H2
Koncentrovaná kyselina sírová je silné oxidační činidlo, zvláště při zahřívání. Oxiduje mnoho kovů, nekovů, anorganických i organických látek.
H 2 SO 4 (to) oxidační činidlo S +6
S aktivnějšími kovy lze kyselinu sírovou v závislosti na koncentraci redukovat na různé produkty.
Zn + 2H2SO4 \u003d ZnSO4 + SO2 + 2H20
3Zn + 4H2SO4 = 3ZnSO4 + S + 4H20
4Zn + 5H2SO4 = 4ZnSO4 + H2S + 4H20
Koncentrovaná kyselina sírová oxiduje některé nekovy (síra, uhlík, fosfor atd.) a redukuje na oxid sírový (IV)
S + 2H2S04 \u003d 3SO2 + 2H20
C + 2H2SO4 \u003d 2SO2 + CO2 + 2H20
Interakce s některými komplexními látkami
H2SO 4 + 8HI \u003d 4I 2 + H2S + 4 H2O
H2SO4 + 2HBr \u003d Br2 + SO2 + 2H20
Soli kyseliny sírové
2 druhy solí: sírany a hydrosírany
Soli kyseliny sírové mají všechny společné vlastnosti solí. Jejich vztah k vytápění je zvláštní. Sírany aktivních kovů (Na, K, Ba) se nerozkládají ani při zahřátí nad 1000 0 C, soli méně aktivních kovů (Al, Fe, Cu) se rozkládají již při mírném zahřátí