Сернистый газ. Формула, получение, химические свойства
ОПРЕДЕЛЕНИЕ
Сернистый газ (оксид серы (IV), диоксид серы) в обычных условиях представляет собой бесцветный газ с характерным резким запахом (температура плавления равна (-75,5 o C), кипения - (-10,1 o C).
Растворимость оксида серы (IV) в воде весьма велика (при обычных условиях около 40 объемов SO 2 на один объем воды). Водный раствор диоксида серы называется сернистой кислотой.
Химическая формула сернистого газа
Химическая формула сернистого газа - SO 2 . Она показывает, что в составе молекулы этого сложного вещества находится один атом серы (Ar = 32 а.е.м.) и два атома кислорода (Ar = 16 а.е.м.). По химической формуле можно вычислить молекулярную массу сернистого газа:
Mr(SO 2) = Ar(S) + 2×Ar(O) = 32 + 2×16 = 32 + 32 = 64
Структурная (графическая) формула сернистого газа
Более наглядной является структурная (графическая) формула сернистого газа . Она показывает то, как связаны атомы между собой внутри молекулы. Строение молекулы SO 2 (рис. 1) аналогично строению молекулы озона O 3 (OO 2), но молекула отличается высокой термической устойчивостью.
Рис. 1. Строение молекулы сернистого газа с указанием валентных углов между связями и длин химических связей.
Показывающие распределение электронов в атоме по энергетическим подуровням принято изображать только для отдельных химических элементов, однако для сернистого газа можно представить и такую формулу:
Примеры решения задач
ПРИМЕР 1
| Задание | В состав вещества входит 32,5% натрия, 22,5% серы и 45% кислорода. Выведите химическую формулу вещества. |
| Решение | Массовая доля элемента Х в молекуле состава НХ рассчитывается по следующей формуле:
ω (Х) = n × Ar (X) / M (HX) × 100% Обозначим количество моль элементов, входящих в состав соединения за «х» (натрий), «у» (сера) и «z» (кислород). Тогда, мольное отношение будет выглядеть следующим образом (значения относительных атомных масс, взятых из Периодической таблицы Д.И. Менделеева, округлим до целых чисел): x:y:z = ω(Na)/Ar(Na) : ω(S)/Ar(S) : ω(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 Значит формула соединения натрия, серы и кислорода будет иметь вид Na 2 SO 4 . Это сульфат натрия. |
| Ответ | Na 2 SO 4 |
ПРИМЕР 2
| Задание | Магний соединяется с азотом, образуя нитрид магния, в массовом соотношении 18:7. Выведите формулу соединения. |
| Решение | Для того, чтобы узнать, в каких отношениях находятся химические элементы в составе молекулы необходимо найти их количество вещества. Известно, что для нахождения количества вещества следует использовать формулу:
Найдем молярные массы магния и азота (значения относительных атомных масс, взятых из Периодической таблицы Д.И. Менделеева, округлим до целых чисел). Известно, что M = Mr, значит M(Mg) = 24 г/моль, а М(N) = 14 г/моль. Тогда, количество вещества этих элементов равно: n (Mg) = m (Mg) / M (Mg); n (Mg) = 18 / 24 = 0,75 моль n (N) = m (N) / M (N); n (N) = 7 / 14 = 0,5 моль Найдем мольное отношение: n(Mg) :n(N) = 0,75: 0,5 = 1,5:1 = 3:2, т.е. формула соединения магния с азотом имеет вид Mg 3 N 2 . |
| Ответ | Mg 3 N 2 |
Сернистый газ имеет молекулярное строение, аналогичное озону. Атом серы, находящийся в центре молекулы, связан с двумя атомами кислорода. Этот газообразный продукт окисления серы не имеет цвета, издает резкий запах, при изменении условий легко конденсируется в прозрачную жидкость. Вещество хорошо растворимо в воде, обладает антисептическими свойствами. В больших количествах получают SO 2 в химической промышленности, а именно в цикле сернокислотного производства. Газ широко используется для обработки сельскохозяйственных и пищевых продуктов, отбеливания тканей в текстильной промышленности.
Систематические и тривиальные названия вещества
Необходимо разобраться в многообразии терминов, относящихся к одному и тому же соединению. Официальное название соединения, химический состав которого отражает формула SO 2 , — диоксид серы. ИЮПАК рекомендует использовать этот термин и его английский аналог — Sulfur dioxide. Учебники для школ и ВУЗов чаще упоминают еще такое название — оксид серы (IV). Римской цифрой в скобках обозначена валентность атома S. Кислород в этом оксиде двухвалентен, а окислительное число серы +4. В технической литературе используются такие устаревшие термины, как сернистый газ, ангидрид сернистой кислоты (продукт ее дегидратации).
Состав и особенности молекулярного строения SO 2
Молекула SO 2 образована одним атомом серы и двумя атомами кислорода. Между ковалентными связями имеется угол, составляющий 120°. В атоме серы происходит sp2-гибридизация — выравниваются по форме и энергии облака одного s и двух p-электронов. Именно они участвуют в образовании ковалентной связи между серой и кислородом. В паре О—S расстояние между атомами составляет 0,143 нм. Кислород более электроотрицательный элемент, чем сера, значит, связывающие пары электронов смещаются от центра к внешним углам. Вся молекула тоже поляризована, отрицательный полюс — атомы О, положительный — атом S.
Некоторые физические параметры диоксида серы
Оксид четырехвалентной серы при обычных показателях окружающей среды сохраняет газообразное агрегатное состояние. Формула сернистого газа позволяет определить его относительную молекулярную и молярную массы: Mr(SO 2) = 64,066, М = 64,066 г/моль (можно округлять до 64 г/моль). Этот газ почти в 2,3 раза тяжелее воздуха (М(возд.) = 29 г/моль). Диоксид обладает резким специфическим запахом горящей серы, который трудно перепутать с каким-либо другим. Он неприятный, раздражает слизистые покровы глаз, вызывает кашель. Но оксид серы (IV) не такой ядовитый, как сероводород.
Под давлением при комнатной температуре газообразный сернистый ангидрид сжижается. При низких температурах вещество находится в твердом состоянии, плавится при -72…-75,5 °C. При дальнейшем повышении температуры появляется жидкость, а при -10,1 °C вновь образуется газ. Молекулы SO 2 являются термически устойчивыми, разложение на атомарную серу и молекулярный кислород происходит при очень высоких температурах (около 2800 ºС).
Растворимость и взаимодействие с водой
Диоксид серы при растворении в воде частично взаимодействует с ней с образованием очень слабой сернистой кислоты. В момент получения она тут же разлагается на ангидрид и воду: SO 2 + Н 2 О ↔ Н 2 SO 3 . На самом деле в растворе присутствует не сернистая кислота, а гидратированные молекулы SO 2 . Газообразный диоксид лучше взаимодействует с прохладной водой, его растворимость понижается с повышением температуры. При обычных условиях может раствориться в 1 объеме воды до 40 объемов газа.
Сернистый газ в природе
Значительные объемы диоксида серы выделяются с вулканическими газами и лавой во время извержений. Многие виды антропогенной деятельности тоже приводят к повышению концентрации SO 2 в атмосфере.
Сернистый ангидрид поставляют в воздух металлургические комбинаты, где не улавливаются отходящие газы при обжиге руды. Многие виды топливных ископаемых содержат серу, в результате значительные объемы диоксида серы выделяется в атмосферный воздух при сжигании угля, нефти, газа, полученного из них горючего. Сернистый ангидрид становится токсичным для человека при концентрации в воздухе свыше 0,03 %. У человека начинается одышка, могут наступить явления, напоминающие бронхит и воспаление легких. Очень высокая концентрация в атмосфере диоксида серы может привести к сильному отравлению или летальному исходу.
Сернистый газ — получение в лаборатории и в промышленности
Лабораторные способы:
- При сжигании серы в колбе с кислородом или воздухом получается диоксид по формуле: S + O 2 = SO 2 .
- Можно подействовать на соли сернистой кислоты более сильными неорганическими кислотами, лучше взять соляную, но можно разбавленную серную:
- Na 2 SO 3 + 2HCl = 2NaCl + H 2 SO 3 ;
- Na 2 SO 3 + H 2 SO 4 (разб.) = Na 2 SO 4 + H 2 SO 3 ;
- H 2 SO 3 = Н 2 О + SO 2 .
3. При взаимодействии меди с концентрированной серной кислотой выделяется не водород, а диоксид серы:
2H 2 SO 4 (конц.) + Cu = CuSO 4 + 2H 2 O + SO 2 .
Современные способы промышленного производства сернистого ангидрида:
- Окисления природной серы при ее сжигании в специальных топках: S + О 2 = SO 2 .
- Обжиг железного колчедана (пирита).
Основные химические свойства диоксида серы
Сернистый газ является активным соединением в химическом плане. В окислительно-восстановительных процессах это вещество чаще выступает в качестве восстановителя. Например, при взаимодействии молекулярного брома с диоксидом серы продуктами реакции являются серная кислота и бромоводород. Окислительные свойства SO 2 проявляются, если пропускать этот газ через сероводородную воду. В результате выделяется сера, происходит самоокисление-самовосстановление: SO 2 + 2H 2 S = 3S + 2H 2 O.
Диоксид серы проявляет кислотные свойства. Ему соответствует одна из самых слабых и неустойчивых кислот — сернистая. Это соединение в чистом виде не существует, обнаружить кислотные свойства раствора диоксида серы можно с помощью индикаторов (лакмус розовеет). Сернистая кислота дает средние соли - сульфиты и кислые — гидросульфиты. Среди них встречаются стабильные соединения.
Процесс окисления серы в диоксиде до шестивалентного состояния в ангидриде серной кислоты — каталитический. Получившееся вещество энергично растворяется в воде, реагирует с молекулами Н 2 О. Реакция является экзотермической, образуется серная кислота, вернее, ее гидратированная форма.
Практическое использование сернистого газа
Основной способ промышленного производства серной кислоты, для которого нужен диоксид элемента, насчитывает четыре стадии:
- Получение сернистого ангидрида при сжигании серы в особых печах.
- Очищение полученного диоксида серы от всевозможных примесей.
- Дальнейшее окисление до шестивалентной серы в присутствии катализатора.
- Абсорбция триоксида серы водой.
Ранее почти всю двуокись серы, необходимую для производства серной кислоты в промышленных масштабах, получали при обжиге пирита как побочный продукт сталеплавильного производства. Новые виды переработки металлургического сырья меньше используют сжигание руды. Поэтому основным исходным веществом для сернокислотного производства в последние годы стала природная сера. Значительные мировые запасы этого сырья, его доступность позволяют организовать широкомасштабную переработку.
Диоксид серы находит широкое применение не только в химической промышленности, но и в других отраслях экономики. Текстильные комбинаты используют это вещество и продукты его химического взаимодействия для отбеливания шелковых и шерстяных тканей. Это один из видов бесхлорного отбеливания, при котором волокна не разрушаются.
Диоксид серы обладает отличными дезинфицирующими свойствами, что находит применение в борьбе с грибками и бактериями. Сернистым ангидридом окуривают хранилища сельскохозяйственной продукции, винные бочки и подвалы. Используется SO 2 в пищевой промышленности как консервирующее и антибактериальное вещество. Добавляют его в сиропы, вымачивают в нем свежие плоды. Сульфитизация
сока сахарной свеклы обесцвечивает и обеззараживает сырье. Консервированные овощные пюре и соки тоже содержат диоксид серы в качестве антиокислительного и консервирующего агента.
Сероводород – H2S
Соединения серы -2, +4, +6. Качественные реакции на сульфиды, сульфиты, сульфаты.
Получение при взаимодействии:
1. водорода с серой при t – 300 0
2. при действии на сульфиды минеральных кислот:
Na 2 S+2HCl =2 NaCl+H 2 S
Физические свойства:
газ без цвета, с запахом тухлых яиц, ядовит, тяжелее воздуха, растворяясь в воде, образует слабую сероводородную кислоту.
Химические свойства
Кислотно-основные свойства
1. Раствор сероводорода в воде – сероводородная кислота – является слабой двухосновной кислотой, поэтому диссоциациирует ступенчато:
H 2 S ↔ HS - + H +
HS - ↔ H - + S 2-
2.Сероводородная кислота имеет общие свойства кислот, реагирует с металлами, основными оксидами, основаниями, солями:
H 2 S + Ca = CaS + H 2
H 2 S + CaO = CaS + H 2 O
H 2 S + 2NaOH = Na 2 S + 2H 2 O
H 2 S + CuSO 4 = CuS↓ + H 2 SO 4
Все кислые соли – гидросульфиды – хорошо растворимы в воде. Нормальные соли- сульфиды - растворяются в воде по–разному: хорошо растворимыми являются сульфиды щелочных и щелочноземельных металлов, сульфиды остальных металлов в воде нерастворимы, а сульфиды меди, свинца, ртути и некоторых других тяжелых металлов не растворяются даже в кислотах (кроме азотной кислоты)
CuS+4HNO 3 =Cu(NO 3) 2 +3S+2NO+2H 2 O
Растворимые сульфиды подвергаются гидролизу – по аниону.
Na 2 S ↔ 2Na + + S 2-
S 2- +HOH ↔HS - +OH -
Na 2 S + Н 2 О ↔ NaНS + NaOH
Качественной реакцией на сероводородную кислоту и её растворимые соли (т.е. на сульфид-ион S 2-) является взаимодействие их с растворимыми солями свинца, при этом образуется осадок PbS черного цвета
Na 2 S + Pb(NO 3) 2 = 2NaNO 3 + PbS↓
Pb 2+ + S 2- = PbS↓
Проявляет только восстановительные свойства, т.к. атом серы имеет низшую степень окисления -2
1. с кислородом
а) с недостатком
2H 2 S -2 +O 2 0 = S 0 +2H 2 O -2
б) с избытком кислорода
2H 2 S+3O 2 =2SO 2 +2H 2 O
2. с галогенами (обесцвечивание бромной воды)
H 2 S -2 +Br 2 =S 0 +2HBr -1
3. с конц. HNO 3
H 2 S+2HNO 3 (к) = S+2NO 2 +2H 2 O
б) с сильными окислителями (KMnO 4 , K 2 CrO 4 в кислой среде)
2KMnO 4 +3H 2 SO 4 +5H 2 S = 5S+2MnSO 4 +K 2 SO 4 +8H 2 O
в) сероводородная кислота окисляется не только сильными окислителями, но и более слабыми, например, солями железа (III), сернистой кислотой и т.д.
2FeCl 3 + H 2 S = 2FeCl 2 + S + 2HCl
H 2 SO 3 + 2H 2 S = 3S + 3H 2 O
Получение
1. горение серы в кислороде.
2. горение сероводорода в избытке О 2
2H 2 S+3O 2 = 2SO 2 +2H 2 O
3. окисление сульфидов
2CuS+3O 2 = 2SO 2 +2CuO
4. взаимодействие сульфитов с кислотами
Na 2 SO 3 +H 2 SO 4 =Na 2 SO 4 +SO 2 +H 2 O
5. взаимодействие металлов ряду активности после (Н 2) с конц. H 2 SO 4
Cu+2H 2 SO 4 = CuSO 4 + SO 2 +2H 2 O
Физические свойства
Газ, без цвета, с удушливым запахом жженой серы, ядовит, тяжелее воздуха более, чем в 2 раза, хорошо растворим в воде (при комнатной температуре в одном объеме растворяется около 40 объемов газа).
Химические свойства:
Кислотно-основные свойства
SO 2 – типичный кислотный оксид.
1.со щелочами, образуя два типа солей: сульфиты и гидросульфиты
2KOH+SO 2 = K 2 SO 3 +H 2 O
KOH+SO 2 = KНSO 3 +H 2 O
2.с основными оксидами
K 2 O+SO 2 = K 2 SO 3
3. с водой образуется слабая сернистая кислота
H 2 O+SO 2 = H 2 SO 3
Сернистая кислота существует только в растворе, является слабой кислотой,
обладает всеми общими свойствами кислот.
4. качественная реакция на сульфит – ион – SO 3 2 – действие минеральных кислот
Na 2 SO 3 +2HCl= 2Na 2 Cl+SO 2 +H 2 O запах жженой серы
Окислительно-восстановительные свойства
В ОВР может быть как окислителем, так и восстановителем, потому что атом серы в SO 2 имеет промежуточную степень окисления +4.
Как окислитель:
SO 2 + 2H 2 S = 3S + 2H 2 S
Как восстановитель:
2SO 2 +O 2 = 2SO 3
Cl 2 +SO 2 +2H 2 O = H 2 SO 4 +2HCl
2KMnO 4 +5SO 2 +2H 2 O = K 2 SO 4 +2H 2 SO 4 +2MnSO 4
Оксид серы (VI) SO 3 (серный ангидрид)
Получение:
Окисление сернистого газа
2SO 2 + О 2 = 2SO 3 (t 0 , kat )
Физические свойства
Бесцветная жидкость, при температуре ниже 17 0 С превращается в белую кристаллическую массу. Термически неустойчивое соединение, полностью разлагается при 700 0 С. Хорошо растворим в воде, в безводной серной кислоте и реагирует с ней с образованием олеума
SO 3 + H 2 SO 4 = H 2 S 2 O 7
Химические свойства
Кислотно-основные свойства
Типичный кислотный оксид.
1.со щелочами, образуя два типа солей: сульфаты и гидросульфаты
2KOH+SO 3 = K 2 SO 4 +H 2 O
KOH+SO 3 = KНSO 4 +H 2 O
2.с основными оксидами
СаО+SO 2 = СаSO 4
3. с водой
H 2 O+SO 3 = H 2 SO 4
Окислительно-восстановительные свойства
Оксид серы (VI) – сильный окислитель, обычно восстанавливается до SO 2
3SO 3 + H 2 S = 4SО 2 + H 2 O
Серная кислота H 2 SO 4
Получение серной кислоты
В промышленности кислоту получают контактным способом:
1. обжиг пирита
4FeS 2 +11O 2 = 2Fe 2 O 3 + 8SO 2
2. окисление SO 2 в SO 3
2SO 2 + О 2 = 2SO 3 (t 0 , kat )
3. растворение SO 3 в серной кислоте
n SO 3 + H 2 SO 4 = H 2 SO 4 ∙ n SO 3 (олеум)
H 2 SO 4 ∙ n SO 3 + Н 2 О = H 2 SO 4
Физические свойства
H 2 SO 4 - тяжелая маслянистая жидкость, без запаха и цвета, гигроскопична. Смешивается с водой в любых отношениях, при растворении концентрированной серной кислоты в воде выделяется большое количество теплоты, поэтому её надо осторожно приливать в воду, а не наоборот (сначала вода, потом кислота, иначе случится большая беда)
Раствор серной кислоты в воде с содержанием H 2 SO 4 менее 70% обычно называют разбавленной серной кислотой, более 70% - концентрированной.
Химические свойства
Кислотно-основные
Разбавленная серная кислота проявляет все характерные свойства сильных кислот. В водном растворе диссоциирует:
H 2 SO 4 ↔ 2H + + SO 4 2-
1. с основными оксидами
MgO + H 2 SO 4 = MgSO 4 + H 2 O
2. с основаниями
2NaOH +H 2 SO 4 = Na 2 SO 4 + 2H 2 O
3. с солями
BaCl 2 + H 2 SO 4 = BaSO 4 ↓ + 2HCl
Ba 2+ + SO 4 2- = BaSO 4 ↓ (белый осадок)
Качественная реакция на сульфат-ион SO 4 2-
Благодаря более высокой температуры кипения, по сравнению с другими кислотами серная кислота при нагревании вытесняет их из солей:
NaCl + H 2 SO 4 = HCl+ NaHSO 4
Окислительно-восстановительные свойства
В разбавленной H 2 SO 4 окислителями являются ионы Н + , а в концентрированной – сульфат –ионы SO 4 2
В разбавленной серной кислоте растворяются металлы, находящиеся в ряду активности до водорода, при этом образуются сульфаты и выделяется водород
Zn + H 2 SO 4 = ZnSO 4 + H 2
Концентрированная серная кислота – энергичный окислитель особенно при нагревании. Она окисляет многие металлы, неметаллы, неорганические и органические вещества.
H 2 SO 4 (к) окислитель S +6
С более активными металлами серная кислота в зависимости от концентрации может восстанавливаться до разнообразных продуктов
Zn + 2H 2 SO 4 = ZnSO 4 + SO 2 + 2H 2 O
3Zn + 4H 2 SO 4 = 3ZnSO 4 + S + 4H 2 O
4Zn + 5H 2 SO 4 = 4ZnSO 4 + H 2 S + 4H 2 O
Концентрированная серная кислота окисляет некоторые неметаллы (серу, углерод, фосфор и др.), восстанавливаясь до оксида серы (IV)
S + 2H 2 SO 4 = 3SO 2 + 2H 2 O
C + 2H 2 SO 4 = 2SO 2 + CO 2 + 2H 2 O
Взаимодействие с некоторыми сложными веществами
H 2 SO 4 + 8HI = 4I 2 + H 2 S + 4 H 2 O
H 2 SO 4 + 2HBr = Br 2 + SO 2 + 2H 2 O
Соли серной кислоты
2 типа солей: сульфаты и гидросульфаты
Соли серной кислоты имеют все общие свойства солей. Особенным является их отношение к нагреванию. Сульфаты активных металлов (Na, K, Ba) не разлагаются даже при нагревании свыше 1000 0 С, соли менее активных металлов (Al, Fe, Cu) разлагаются даже при небольшом нагревании