Сдам Сам

ПОЛЕЗНОЕ


КАТЕГОРИИ







Сульфаны (полисульфиды водорода)





Т. к. связь S−S прочна, то существуют полисульфиды водорода (сульфаны) H2S2, H2S3, H2S4 и т. д. В воде проявляют свойства более сильных кислот, чем H2S, поэтому гидролизуются меньше. А их соли полисульфиды используются, как пестициды.

H2SX X=1÷8

Na2S+S=Na2S2

Na2S+2S=Na2S3

Они имеют зигзагообразные цепи. Сульфаны – это жёлтые, вязкие жидкости с резким запахом, растворимые в растворах щелочей с образованием полисульфидовщёлочных металлов.

Оксиды серы SO, SО2, SO3.

 

 

Диоксид серы (сернистый газ) SO2 – бесцветный газ, с резким запахом, хорошо растворим в воде, менее токсичен, чем сероводород. Водный раствор называется сернистой кислотой, которая не существует в свободном виде. Принято обозначать сернистую кислоту как гидратную форму SO2.

SO2 + H2O ↔ H++HSO-3; HSO-3 ↔H++SO32-

К1 = 2∙10-2 ; К2 = 6∙10-8.

Кислота средней силы. Образует средние соли сульфиты, кислые – гидросульфиты.

При нагревании сульфиты диспропорционируют:

4Na2SO3 = 3Na2SO4 + Na2S

SO2 - один из основных источников загрязнения атмосферы, менее токсичен, чем H2S.

2500C
Получение SO2

>250о

При сгорании серы S + O2 → SO2

при сгорании сероводорода 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

Na2SO3 + Cl2 + H2O → Na2SO4 + 2HCl

В ряду соединений серы H2S-2, S08, S+4O2, S+6O3 – видно, что, если сера в промежуточной степени окисления, то обладает окислительно-восстанови­тельной двойственностью.



SO2 - окислитель,восстанавливается до элементарной серы или сероводорода.

SO2 + H2S → S + H2O

SO2 + C → S + CO2

SO2 + 2CO → S + 2CO2

SO2 – восстановитель,окисляется до сульфат-иона или оксида серы (VI).

400-500, v2o5

2SO2 + O2 ↔ 2SO3

SO2 + Br2 + H2O → H2SO4 + 2HBr

SO2 + 2HNO3 Kонц → H2SO4 + 2NO2

Pb+4O2 + SO2 → Pb+2SO4

SO2 – ангидрид сернистой кислоты, при растворении (40 л в 1 л H2O), образует неустойчивую сернистую кислоту H2SO3

SO22О ↔ H2SO3

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

Пропусканием SO2 в растворы солей более слабых кислот можно осуществить ряд превращений c получением солей:

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 в интервале температур

160С < t <42ºC, затвердевает при t < 160С, в газовой фазе при t > 42ºC, tкип = +45ºС, ядовит, молекула имеет sp2 гибридизацию атомных орбиталей серы, 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 молекул SO3 существует только в газовой фазе, хорошо полимеризуется в жидком состоянии - циклический триммер (SO3)3, в кристаллическом состоянии (SO3)n – зигзагообразные цепи. Атомные орбитали серы в полимерных соединениях находятся в состоянии sp3 – гибридизация, связи направлены к вершинам тетраэдра. Термически нестоек, при t>700º разлагается:

>7000С

2SO3 ↔ 2SO2 + O2

SO3 –типичный кислотный оксид, бурно реагирует с водой (Н2О)

SO3 + H2O → H2SO4

SO3 + Ba(OH)2 → BaSO4↓ + H2O

SO3 + CaO → CaSO4

SO3 + NaOHP → NaHSO4

SO3 + 2NaOHK → Na2SO4 + H2O

Степень окисления серы S+6 (высшая) – поэтому SO3 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. SO3 поглощается концентрированной H2SO4, получается олеум. Необходимую концентрацию кислоты (98%) получают смешиванием олеума с разбавленной H2SO4.

Схема получения:

а) обжиг пирита4FeS2 + 11О2 → 8 SO2 + 2Fe2O3

б) каталитическое окисление SO2 в контактном аппарате

2SO2 + O2 « 2SO3

в) серный ангидрид растворяют в концентрированной серной кислоте и получают олеум - H2SO4 × n SO3.Олеум представляет собой смесь полисерных кислот. Разбавлением олеума получают концентрированную H2SO4 .

H2SO4 + n SO3 ® H2SO4 × n SO3.

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%) сильный окислитель (особенно при нагревании), окисляет даже металлы после Н2; не окисляет Fe, Al, Cr, Be – процесс идет только при нагревании . Au, Pt- благородные металлы , не реагируют.

В зависимости от концентрации и активности восстановителя получаются различные продукты восстановления кислоты:

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 + 5H2SO4 → 2H3PO4 + 5SO2↑ + 2H2O

t

S + 2H2SO4 → 3SO2↑ + 2H2O

При комнатной температуре HI, HBr, H2S окисляются до простых веществ

8HI +H2SO4 → 4I2 + H2S↑ + 4H2O

H2S + H2SO4 → S + SO2↑ + 2H2O

Разбавленная обладает всеми типичными свойствами кислот:

1) Изменяет окраску индикаторов.

2) Реагирует с различными веществами

Oсновными оксидами CaO + H2SO4 = CaSO4 + H2O

Амфотерными оксидами ZnO + H2SO4 = ZnSO4 + H2O

Щёлочами 2KOH + H2SO4 = K2SO4 + H2O

Нерастворимыми основаниями

Cu(OH)2 + H2SO4 = CuSO4 + 2H2O

Солями K2СO3 + H2SO4 = K2SO4 +СО2 + H2O

K2SiO3 + H2SO4 = K2SO4 + H2SiO3

С аммиаком 2NH3 + H2SO4 = (NH4)2SO4

И его водными растворами NH3∙Н2О + H2SO4 = NH4НSO4 + Н2О

При взаимодействии с Ме, стоящими в ряду напряжений до Н2 разб. H2SO4, обладает окислительными свойствами за счёт ионов Н+

Fe + H2SO4 p → FeSO4 + H2

(у металлов реализуется низкая степень окисления).

Важное свойство - её нелетучесть, поэтому используют для получения летучих кислот путём вытеснения из сухих солей (крист).

KClкр. + H2SO4 K → KHSO4 + HCl↑

Безводная H2SO4 – вязкая маслянистая жидкость, требует осторожного обращения. Во избежание разбрызгивания вливать надо H2SO4 в воду, а не наоборот.

Тиосоединения. При замене в сульфат-ионе одного атома кислорода на атом серы образуются тиосульфат –ионы S2O32-.

В лаборатории тиосульфаты получают при кипячении раствора сульфита с порошком серы.

Na2S+4O3 + S0 = Na2S2+6/ -2O3

Тиосерная кислота неустойчива из-за протекания внутримолекулярного окислительно-восстановительного процесса. Поэтому при подкислении тиосульфатов они начинают выделять свободную серу и SO2.

Сильные кислоты вытесняют из тиосульфатов тиосерную кислоту:

Na2S2O3 + 2HCl = H2S2O3 + 2NaCl =H2O + SO2↑+ S↓+2NaCl

Na2S2O3 + 2HCl → 2NaCl + SO2↑ + S↓ +H2O

Наличие в тиосульфатах S-2 придаёт им восстановительные свойства.

В фотографии кристаллогидрат Na2S2O3∙5H2O (под названием гипосульфит) является основным компонентом для приготовления закрепляющих растворов, т.к. образует с ионами Ag+ прочные комплексы [Ag+(S2O3)2]3-, удаляет из фотоэмульсии неизрасходованные галогениды серебра.

Пиросульфаты – соли пиросерной кислоты (двусерной), H2S+62O7.

Это смесь SO3 и H2SO4, так называемый олеум (смесь полисерных кислот), состав можно представить H2SO4∙xSO3.

 

 

 

Пероксосерные кислоты характеризуются наличием в структуре перекисной группы (-О-О-)/ Пероксосульфаты –соли пероксокислот.

H+2SO-25 (пероксомоносерная)

(мононадсерная)

 

Разлагаются водой с выделением перекиси водорода.

H2SO5 + H2O = H2SO4 + H2O2

 

Применение солей

Na2SO4 ∙ 10H2O – глауберова соль (в производстве соды, стекла)

2CaSO4 ∙ H2O – алебастр (лепка, шины при переломах)

MgSO4 ∙ 7H2O – (горькая соль) в медицине слабительное.

CuSO4 ∙ 5H2O – для борьбы с вредителями сельского хозяйства.

FeSO4 ∙ 7H2O – для очистки воды, консервирования (предохранение древесины от гниения)

BaSO4 – медицине рентгеноконтрастное вещество.

ZnSO4 ∙ 7H2O – цинковый купорос – протрава при крашении тканей.









Не нашли то, что искали? Воспользуйтесь поиском гугл на сайте:


©2015- 2018 zdamsam.ru Размещенные материалы защищены законодательством РФ.