Žveplov oksid (IV) in žveplova kislina. SO2 - žveplov oksid (IV), žveplov dioksid, žveplov dioksid, žveplov dioksid
žveplov oksid ( žveplov dioksid, žveplov dioksid, žveplov dioksid) je brezbarven plin, ki ima v normalnih pogojih oster značilen vonj (podoben vonju prižgane vžigalice). Pod pritiskom se utekočini sobna temperatura. Žveplov dioksid je topen v vodi in tvori nestabilno snov žveplova kislina. Tudi ta snov je topna v žveplovi kislini in etanolu. To je ena glavnih sestavin, ki sestavljajo vulkanske pline.
Žveplov dioksid
Pridobivanje SO2 - žveplovega dioksida - industrijsko sestoji iz sežiganja žvepla ali praženja sulfidov (uporablja se predvsem pirit).
4FeS2 (pirit) + 11O2 = 2Fe2O3 + 8SO2 (žveplov dioksid).
V laboratoriju lahko žveplov dioksid dobimo z delovanjem močnih kislin na hidrosulfite in sulfite. V tem primeru nastala žveplova kislina takoj razpade na vodo in žveplov dioksid. Na primer:
Na2SO3 + H2SO4 (žveplova kislina) = Na2SO4 + H2SO3 (žveplova kislina).
H2SO3 (žveplova kislina) = H2O (voda) + SO2 (žveplov plin).
Tretji način pridobivanja žveplovega dioksida je učinek koncentrirane žveplove kisline pri segrevanju na nizko aktivne kovine. Na primer: Cu (baker) + 2H2SO4 (žveplova kislina) = CuSO4 (bakrov sulfat) + SO2 (žveplov dioksid) + 2H2O (voda).
Kemijske lastnostižveplov dioksid
Formula za žveplov dioksid je SO3. Ta snov spada med kisle okside.
1. Žveplov dioksid se raztopi v vodi in tvori žveplovo kislino. V normalnih pogojih je ta reakcija reverzibilna.
SO2 (žveplov dioksid) + H2O (voda) = H2SO3 (žveplova kislina).
2. Z alkalijami žveplov dioksid tvori sulfite. Na primer: 2NaOH (natrijev hidroksid) + SO2 (žveplov dioksid) = Na2SO3 (natrijev sulfit) + H2O (voda).
3. Kemična aktivnost žveplovega dioksida je precej visoka. Najbolj izrazite redukcijske lastnosti žveplovega dioksida. Pri takih reakcijah se oksidacijsko stanje žvepla poveča. Na primer: 1) SO2 (žveplov dioksid) + Br2 (brom) + 2H2O (voda) = H2SO4 (žveplova kislina) + 2HBr (vodikov bromid); 2) 2SO2 (žveplov dioksid) + O2 (kisik) = 2SO3 (sulfit); 3) 5SO2 (žveplov dioksid) + 2KMnO4 (kalijev permanganat) + 2H2O (voda) = 2H2SO4 (žveplova kislina) + 2MnSO4 (manganov sulfat) + K2SO4 (kalijev sulfat).
Zadnja reakcija je primer kvalitativne reakcije na SO2 in SO3. Pojavi se vijolično obarvanje).
4. V prisotnosti močnih reducentov žveplov dioksid lahko kaže oksidativne lastnosti. Na primer, za pridobivanje žvepla iz odpadnih plinov v metalurški industriji se uporablja redukcija žveplovega dioksida z ogljikovim monoksidom (CO): SO2 (žveplov dioksid) + 2CO (ogljikov monoksid) = 2CO2 + S (žveplo).
Tudi oksidacijske lastnosti te snovi se uporabljajo za pridobivanje fosforne kisline: PH3 (fosfin) + SO2 (žveplov plin) = H3PO2 (fosforna kislina) + S (žveplo).
Kje se uporablja žveplov dioksid?
Žveplov dioksid se uporablja predvsem za proizvodnjo žveplove kisline. Uporablja se tudi pri proizvodnji nizkoalkoholnih pijač (vino in druge pijače srednje cenovne kategorije). Zaradi lastnosti tega plina, da ubija različne mikroorganizme, jih zaplinjujejo skladišča in skladišča zelenjave. Poleg tega se žveplov oksid uporablja za beljenje volne, svile, slame (tistih materialov, ki jih ni mogoče beliti s klorom). V laboratorijih se žveplov dioksid uporablja kot topilo in za pridobivanje različnih soli žveplove kisline.
Fiziološki vpliv
Žveplov dioksid ima močne strupene lastnosti. Simptomi zastrupitve so kašelj, izcedek iz nosu, hripavost glasu, nenavaden okus v ustih, hudo vneto grlo. Vdihavanje žveplovega dioksida v visokih koncentracijah povzroča težave pri požiranju in davljenje, motnje govora, slabost in bruhanje, lahko se razvije akutni pljučni edem.
MAC za kisli plin:
- v zaprtih prostorih - 10 mg/m³;
- povprečna dnevna največja enkratna koncentracija v atmosferskem zraku - 0,05 mg/m³.
Občutljivost na žveplov dioksid se razlikuje med posamezniki, rastlinami in živalmi. Med drevesi sta na primer najbolj odporna hrast in breza, najmanj pa smreka in bor.
Žveplov dioksid ima molekularno strukturo, podobno ozonu. Atom žvepla v središču molekule je vezan na dva atoma kisika. Ta plinasti produkt žveplove oksidacije je brezbarven, oddaja oster vonj, zlahka kondenzira in nastane pod spreminjajočimi se pogoji. bistra tekočina. Snov je dobro topna v vodi, ima antiseptične lastnosti. IN velike količine prejemajo SO 2 v kemični industriji, in sicer v ciklu proizvodnje žveplove kisline. Plin se pogosto uporablja za predelavo kmetijskih in prehrambeni izdelki, beljenje tkanin v tekstilni industriji.
Sistematična in trivialna imena snovi
Treba je razumeti raznolikost izrazov, povezanih z isto spojino. Uradno ime spojine, kemična sestava ki odraža formulo SO 2 - žveplov dioksid. IUPAC priporoča uporabo tega izraza in njegovih Angleški ekvivalent- Žveplov dioksid. Učbeniki za šole in univerze pogosto omenjajo drugo ime - žveplov oksid (IV). Rimska številka v oklepaju označuje valenco atoma S. Kisik v tem oksidu je dvovalenten, oksidacijsko število žvepla pa je +4. V strokovni literaturi se uporabljajo tako zastareli izrazi, kot so žveplov dioksid, žveplov anhidrid (produkt njegove dehidracije).
Sestava in značilnosti molekularne strukture SO 2
Molekulo SO 2 tvorijo en atom žvepla in dva atoma kisika. Med kovalentnimi vezmi je kot 120°. V atomu žvepla pride do sp2 hibridizacije - oblaka enega s in dveh p elektronov se poravnata po obliki in energiji. Sodelujejo pri tvorbi kovalentne vezi med žveplom in kisikom. V paru O–S je razdalja med atomi 0,143 nm. Kisik je bolj elektronegativen element kot žveplo, kar pomeni, da so vezni pari elektronov premaknjeni iz središča proti zunanji koti. Celotna molekula je tudi polarizirana, negativni pol so atomi O, pozitivni je atom S.
Nekateri fizikalni parametri žveplovega dioksida
Štirivalentni žveplov oksid pri normalnih stopnjah okolju ohranja plinasto agregatno stanje. Formula žveplovega dioksida vam omogoča, da določite njegovo relativno molekulsko in molsko maso: Mr (SO 2) \u003d 64,066, M \u003d 64,066 g / mol (lahko se zaokroži na 64 g / mol). Ta plin je skoraj 2,3-krat težji od zraka (M(zrak) = 29 g/mol). Dioksid ima oster specifičen vonj po gorečem žveplu, ki ga je težko zamenjati s katerim koli drugim. Je neprijeten, draži sluznico oči, povzroča kašelj. Toda žveplov oksid (IV) ni tako strupen kot vodikov sulfid.
Pod pritiskom pri sobni temperaturi se plinasti žveplov dioksid utekočini. pri nizke temperature snov je v trdnem stanju, tali se pri -72 ... -75,5 ° C. Z nadaljnjim zvišanjem temperature se pojavi tekočina, pri -10,1 ° C pa spet nastane plin. Molekule SO 2 so termično stabilne, razpad na atomsko žveplo in molekularni kisik poteka pri zelo visokih temperaturah (približno 2800 ºС).
Topnost in interakcija z vodo
Žveplov dioksid, ko je raztopljen v vodi, delno sodeluje z njo in tvori zelo šibko žveplovo kislino. Ob prejemu takoj razpade na anhidrid in vodo: SO 2 + H 2 O ↔ H 2 SO 3. Pravzaprav v raztopini ni žveplova kislina, temveč hidratirane molekule SO 2 . Plinasti dioksid bolje deluje s hladno vodo, njegova topnost se zmanjšuje z naraščajočo temperaturo. V normalnih pogojih lahko raztopi v 1 volumnu vode do 40 volumnov plina.
Žveplov dioksid v naravi
Med izbruhi se z vulkanskimi plini in lavo sprostijo znatne količine žveplovega dioksida. Tudi številne človekove dejavnosti povečujejo koncentracijo SO 2 v ozračju.
Žveplov dioksid v zrak dovajajo metalurški obrati, kjer se izpušni plini med žganjem rude ne zajemajo. Veliko fosilnih goriv vsebuje žveplo, zaradi česar se sproščajo znatne količine žveplovega dioksida v atmosferski zrak pri zgorevanju premoga, nafte, plina, goriva, pridobljenega iz njih. Žveplov dioksid postane strupen za ljudi pri koncentracijah v zraku nad 0,03 %. Oseba začne težko dihati, lahko pride do pojavov, ki spominjajo na bronhitis in pljučnico. Zelo visoka koncentracija žveplovega dioksida v ozračju lahko povzroči hudo zastrupitev ali smrt.
Žveplov dioksid - proizvodnja v laboratoriju in industriji
Laboratorijske metode:
- Ko žveplo sežgemo v bučki s kisikom ali zrakom, dobimo dioksid po formuli: S + O 2 \u003d SO 2.
- Na soli žveplove kisline lahko delujete z močnejšimi anorganskimi kislinami, bolje je vzeti klorovodikovo, vendar lahko razredčite žveplovo:
- Na 2 SO 3 + 2HCl \u003d 2NaCl + H 2 SO 3;
- Na 2 SO 3 + H 2 SO 4 (razl.) \u003d Na 2 SO 4 + H 2 SO 3;
- H 2 SO 3 \u003d H 2 O + SO 2.
3. Pri interakciji bakra s koncentrirano žveplovo kislino se ne sprosti vodik, temveč žveplov dioksid:
2H 2 SO 4 (konc.) + Cu \u003d CuSO 4 + 2H 2 O + SO 2.
Sodobni načini industrijske proizvodnježveplov dioksid:
- Oksidacija naravnega žvepla med zgorevanjem v posebnih pečeh: S + O 2 = SO 2.
- Žganje železov pirit (pirit).
Osnovne kemijske lastnosti žveplovega dioksida
Žveplov dioksid je kemično aktivna spojina. V redoks procesih ta snov pogosto deluje kot reducent. Na primer, ko molekularni brom medsebojno deluje z žveplovim dioksidom, sta produkta reakcije žveplova kislina in vodikov bromid. Oksidativne lastnosti SO 2 se pokažejo, če ta plin prehaja skozi vodikov sulfid. Posledično se sprosti žveplo, pride do samooksidacije-samozdravljenja: SO 2 + 2H 2 S \u003d 3S + 2H 2 O.
Žveplov dioksid ima kisle lastnosti. Ustreza eni najšibkejših in najbolj nestabilnih kislin - žveplovi. Ta povezava je v čista oblika ne obstaja, lahko zaznate kisle lastnosti raztopine žveplovega dioksida z indikatorji (lakmus postane rožnat). Žveplova kislina daje srednje soli - sulfite in kisle - hidrosulfite. Med njimi so stabilne spojine.
Postopek oksidacije žvepla v dioksidu v šestvalentno stanje v žveplovem anhidridu je katalitski. Nastala snov se močno raztopi v vodi, reagira z molekulami H 2 O. Reakcija je eksotermna, nastane žveplova kislina oziroma njena hidratirana oblika.
Praktična uporaba kislega plina
Glavni proces za industrijsko proizvodnjo žveplove kisline, ki zahteva element dioksid, ima štiri stopnje:
- Pridobivanje žveplovega dioksida s sežiganjem žvepla v posebnih pečeh.
- Čiščenje nastalega žveplovega dioksida iz vseh vrst nečistoč.
- Nadaljnja oksidacija v šestvalentno žveplo v prisotnosti katalizatorja.
- Absorpcija žveplovega trioksida z vodo.
Prej je bil skoraj ves žveplov dioksid potreben za proizvodnjo žveplove kisline v industrijsko merilo, je bil pridobljen z žganjem pirita kot stranskega produkta pri izdelavi jekla. Nove vrste predelave metalurških surovin uporabljajo manj zgorevanja rude. Zato je glavni začetni material za proizvodnjo žveplove kisline v Zadnja leta postal naravno žveplo. Pomembne svetovne zaloge te surovine, njena razpoložljivost omogočajo organizacijo obsežne predelave.
Najdbe žveplovega dioksida široka uporaba ne le v kemični industriji, ampak tudi v drugih sektorjih gospodarstva. Tekstilne tovarne uporabljajo to snov in produkte njene kemične interakcije za beljenje svilenih in volnenih tkanin. To je ena od vrst beljenja brez klora, pri kateri se vlakna ne uničijo.
Žveplov dioksid ima odlične dezinfekcijske lastnosti, ki se uporabljajo v boju proti glivicam in bakterijam. Žveplov dioksid se uporablja za zaplinjevanje kmetijskih skladišč, vinskih sodov in kleti. Uporablja ga SO 2 in Prehrambena industrija kot konzervans in antibakterijska snov. Dodajte ga sirupom, vanj namočite sveže sadje. Sulfitizacija
sok sladkorne pese razbarva in razkuži surovine. Konzervirani zelenjavni pireji in sokovi vsebujejo tudi žveplov dioksid kot antioksidant in konzervans.
Vodikov sulfid - H2S
Žveplove spojine -2, +4, +6. Kvalitativne reakcije na sulfide, sulfite, sulfate.
Prejemanje interakcije:
1. vodik z žveplom pri t - 300 0
2. pri delovanju na sulfide mineralnih kislin:
Na 2 S + 2HCl \u003d 2 NaCl + H 2 S
brezbarven plin z vonjem po gnilih jajcih, strupen, težji od zraka, ki se raztopi v vodi, tvori šibko vodikovo sulfidno kislino.
Kemijske lastnosti
Kislinsko-bazične lastnosti
1. Raztopina vodikovega sulfida v vodi - hidrosulfidna kislina - je šibka dibazična kislina, zato disociira v korakih:
H 2 S ↔ HS - + H +
HS - ↔ H - + S 2-
2. Žveplovodikova kislina ima splošne lastnosti kisline, reagira s kovinami, bazičnimi oksidi, bazami, solmi:
H 2 S + Ca \u003d CaS + H 2
H 2 S + CaO \u003d CaS + H 2 O
H2S + 2NaOH \u003d Na2S + 2H2O
H 2 S + CuSO 4 \u003d CuS ↓ + H 2 SO 4
Vse kisle soli - hidrosulfidi - so dobro topne v vodi. Normalne soli - sulfidi - se v vodi topijo na različne načine: sulfidi alkalijskih in zemeljskoalkalijskih kovin so dobro topni, sulfidi drugih kovin so v vodi netopni, sulfidi bakra, svinca, živega srebra in nekaterih drugih težkih kovin pa se ne topijo niti v kisline (razen dušikove kisline)
CuS + 4HNO 3 \u003d Cu (NO 3) 2 + 3S + 2NO + 2H 2 O
Topni sulfidi so podvrženi hidrolizi – pri anionu.
Na 2 S ↔ 2Na + + S 2-
S 2- +HOH ↔HS - +OH -
Na 2 S + H 2 O ↔ NaHS + NaOH
Kvalitativna reakcija na hidrosulfidno kislino in njene topne soli (tj. na sulfidni ion S 2-) je njihova interakcija s topnimi svinčevimi solmi, kar povzroči črno oborino PbS
Na 2 S + Pb (NO 3) 2 \u003d 2NaNO 3 + PbS ↓
Pb 2+ + S 2- = PbS↓
Prikazuje samo obnovitvene lastnosti, tk. atom žvepla ima najnižje oksidacijsko stanje -2
1. s kisikom
a) manjka
2H 2 S -2 + O 2 0 \u003d S 0 + 2H 2 O -2
b) s presežkom kisika
2H 2 S + 3O 2 \u003d 2SO 2 + 2H 2 O
2. s halogeni (razbarvanje bromove vode)
H 2 S -2 + Br 2 \u003d S 0 + 2HBr -1
3. s konc. HNO3
H 2 S + 2HNO 3 (k) \u003d S + 2NO 2 + 2H 2 O
b) z močnimi oksidanti (KMnO 4, K 2 CrO 4 v kislem okolju)
2KMnO 4 + 3H 2 SO 4 + 5H 2 S \u003d 5S + 2MnSO 4 + K 2 SO 4 + 8H 2 O
c) hidrosulfidno kislino oksidirajo ne le močni oksidanti, ampak tudi šibkejši, na primer soli železa (III), žveplova kislina itd.
2FeCl3 + H2S = 2FeCl2 + S + 2HCl
H 2 SO 3 + 2H 2 S \u003d 3S + 3H 2 O
potrdilo o prejemu
1. zgorevanje žvepla v kisiku.
2. zgorevanje vodikovega sulfida v presežku O 2
2H 2 S + 3O 2 \u003d 2SO 2 + 2H 2 O
3. oksidacija sulfida
2CuS + 3O 2 \u003d 2SO 2 + 2CuO
4. interakcija sulfitov s kislinami
Na 2 SO 3 + H 2 SO 4 \u003d Na 2 SO 4 + SO 2 + H 2 O
5. interakcija kovin v nizu aktivnosti po (H 2) s konc. H2SO4
Cu + 2H 2 SO 4 \u003d CuSO 4 + SO 2 + 2H 2 O
Fizične lastnosti
Plin, brezbarven, z zadušljivim vonjem po zažganem žveplu, strupen, več kot 2-krat težji od zraka, dobro topen v vodi (pri sobni temperaturi se v enem volumnu raztopi približno 40 volumnov plina).
Kemijske lastnosti:
Kislinsko-bazične lastnosti
SO 2 je tipičen kisli oksid.
1. z alkalijami, ki tvorijo dve vrsti soli: sulfite in hidrosulfite
2KOH + SO 2 \u003d K 2 SO 3 + H 2 O
KOH + SO 2 \u003d KHSO 3 + H 2 O
2.z bazičnimi oksidi
K 2 O + SO 2 \u003d K 2 SO 3
3. z vodo nastane šibka žveplena kislina
H 2 O + SO 2 \u003d H 2 SO 3
Žveplova kislina obstaja le v raztopini, je šibka kislina,
ima vse skupne lastnosti kislin.
4. kvalitativna reakcija na sulfit - ion - SO 3 2 - delovanje mineralnih kislin
Na 2 SO 3 + 2HCl \u003d 2Na 2 Cl + SO 2 + H 2 O vonj po zažganem žveplu
redoks lastnosti
V OVR je lahko tako oksidant kot reducent, ker ima atom žvepla v SO 2 vmesno oksidacijsko stanje +4.
Kot oksidant:
SO 2 + 2H 2 S = 3S + 2H 2 S
Kot restavrator:
2SO 2 + O 2 \u003d 2SO 3
Cl 2 + SO 2 + 2H 2 O \u003d H 2 SO 4 + 2HCl
2KMnO 4 + 5SO 2 + 2H 2 O \u003d K 2 SO 4 + 2H 2 SO 4 + 2MnSO 4
Žveplov oksid (VI) SO 3 (žveplov anhidrid)
Prejem:
Oksidacija žveplovega dioksida
2SO 2 + O 2 = 2SO 3 ( t 0 , kat)
Fizične lastnosti
Brezbarvna tekočina, pri temperaturah pod 17 0 C se spremeni v belo kristalno maso. Toplotno nestabilna spojina, popolnoma razpade pri 700 0 C. Je dobro topna v vodi, v brezvodni žveplovi kislini in z njo reagira v oleum.
SO 3 + H 2 SO 4 \u003d H 2 S 2 O 7
Kemijske lastnosti
Kislinsko-bazične lastnosti
Tipičen kislinski oksid.
1. z alkalijami, ki tvorijo dve vrsti soli: sulfate in hidrosulfate
2KOH + SO 3 \u003d K 2 SO 4 + H 2 O
KOH + SO 3 \u003d KHSO 4 + H 2 O
2.z bazičnimi oksidi
CaO + SO 2 \u003d CaSO 4
3. z vodo
H 2 O + SO 3 \u003d H 2 SO 4
redoks lastnosti
Žveplov oksid (VI) - močan oksidant, običajno reduciran na SO 2
3SO 3 + H 2 S \u003d 4SO 2 + H 2 O
Žveplova kislina H 2 SO 4
Pridobivanje žveplove kisline
V industriji se kislina proizvaja s kontaktno metodo:
1. žganje pirita
4FeS 2 + 11O 2 \u003d 2Fe 2 O 3 + 8SO 2
2. oksidacija SO 2 v SO 3
2SO 2 + O 2 = 2SO 3 ( t 0 , kat)
3. raztapljanje SO 3 v žveplovi kislini
n SO 3 + H 2 SO 4 \u003d H 2 SO 4 ∙ n SO 3 (oleum)
H 2 SO 4 ∙ n SO 3 + H 2 O \u003d H 2 SO 4
Fizične lastnosti
H 2 SO 4 je težka oljnata tekočina, brez vonja in barve, higroskopna. Meša se z vodo v poljubnem razmerju, pri raztapljanju koncentrirane žveplove kisline v vodi se sprosti velika količina toplote, zato jo moramo previdno vlivati v vodo in ne obratno (najprej voda, nato kislina, sicer bodo velike težave). zgodi)
Raztopino žveplove kisline v vodi z vsebnostjo H 2 SO 4 manj kot 70% običajno imenujemo razredčena žveplova kislina, več kot 70% je koncentrirana.
Kemijske lastnosti
Kislinsko-bazično
Razredčena žveplova kislina razkrije vse značilne lastnosti močne kisline. Disociira v vodni raztopini:
H 2 SO 4 ↔ 2H + + SO 4 2-
1. z bazičnimi oksidi
MgO + H 2 SO 4 \u003d MgSO 4 + H 2 O
2. s podstavki
2NaOH + H 2 SO 4 \u003d Na 2 SO 4 + 2H 2 O
3. s solmi
BaCl 2 + H 2 SO 4 \u003d BaSO 4 ↓ + 2HCl
Ba 2+ + SO 4 2- = BaSO 4 ↓ (bela oborina)
Kvalitativna reakcija na sulfatni ion SO 4 2-
Hvala za več visoka temperatura vrelišču, v primerjavi z drugimi kislinami, jih žveplova kislina pri segrevanju izpodriva iz soli:
NaCl + H 2 SO 4 \u003d HCl + NaHSO 4
redoks lastnosti
V razredčeni H 2 SO 4 so oksidanti H + ioni, v koncentrirani H 2 SO 4 - sulfatni ioni SO 4 2
V razredčeni žveplovi kislini se raztapljajo kovine, ki so po aktivnosti do vodika, pri tem nastajajo sulfati in sprošča vodik.
Zn + H 2 SO 4 \u003d ZnSO 4 + H 2
Koncentrirana žveplova kislina je močan oksidant, zlasti pri segrevanju. Oksidira številne kovine, nekovine, anorganske in organske snovi.
H 2 SO 4 (to) oksidant S +6
Z bolj aktivnimi kovinami lahko žveplovo kislino, odvisno od koncentracije, reduciramo v različne produkte.
Zn + 2H 2 SO 4 \u003d 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
Koncentrirana žveplova kislina oksidira nekatere nekovine (žveplo, ogljik, fosfor itd.) in jih reducira v žveplov oksid (IV).
S + 2H 2 SO 4 \u003d 3SO 2 + 2H 2 O
C + 2H 2 SO 4 \u003d 2SO 2 + CO 2 + 2H 2 O
Interakcija z nekaterimi kompleksne snovi
H 2 SO 4 + 8HI \u003d 4I 2 + H 2 S + 4 H 2 O
H 2 SO 4 + 2HBr \u003d Br 2 + SO 2 + 2H 2 O
Soli žveplove kisline
2 vrsti soli: sulfati in hidrosulfati
Soli žveplove kisline imajo vse skupne lastnosti soli. Njihov odnos do ogrevanja je poseben. Sulfati aktivnih kovin (Na, K, Ba) ne razpadejo niti pri segrevanju nad 1000 0 C, soli manj aktivnih kovin (Al, Fe, Cu) pa že pri rahlem segrevanju.
Žveplov dioksid je brezbarven plin z ostrim vonjem. Molekula ima kotna oblika.
- Tališče - -75,46 ° С,
- Vrelišče - -10,6 ° С,
- Gostota plina - 2,92655 g / l.
Zlahka se utekočini v brezbarvno, gibljivo tekočino pri temperaturi 25 ° C in tlaku približno 0,5 MPa.
Za tekočo obliko je gostota 1,4619 g / cm 3 (pri - 10 ° C).
Trden žveplov dioksid - brezbarvni kristali, rombična singonija.
Žveplov dioksid opazno disociira šele pri približno 2800 °C.
Disociacija tekočega žveplovega dioksida poteka po shemi:
2SO 2 ↔ SO 2+ + SO 3 2-
3D model molekule
Topnost žveplovega dioksida v vodi je odvisna od temperature:
- pri 0 °C se 22,8 g žveplovega dioksida raztopi v 100 g vode,
- pri 20 ° C - 11,5 g,
- pri 90 ° C - 2,1 g.
Vodna raztopina žveplovega dioksida je žveplova kislina H2SO3.
Žveplov dioksid je topen v etanolu, H 2 SO 4, oleumu, CH 3 COOH. Tekoči žveplov dioksid se zmeša v poljubnem razmerju s SO 3. CHCl 3 , CS 2 , dietileter.
Tekoči žveplov dioksid raztaplja kloride. Kovinski jodidi in tiocianati se ne topijo.
Soli, raztopljene v tekočem žveplovem dioksidu, disociirajo.
Žveplov dioksid se lahko reducira v žveplo in oksidira v šestvalentne žveplove spojine.
Žveplov dioksid je strupen. V koncentraciji 0,03-0,05 mg/l draži sluznico, dihala in oči.
Osnovno industrijski način pridobivanje žveplovega dioksida - iz žveplovega pirita FeS 2 z žganjem in nadaljnjo obdelavo s šibko hladno H 2 SO 4.
Poleg tega je žveplov dioksid mogoče pridobiti s sežiganjem žvepla, pa tudi kot stranski produkt praženja bakrovih in cinkovih sulfidnih rud.
Sulfidno žveplo je rastlinam dostopno šele po prehodu v sulfatno obliko. Večina žvepla je prisotna v tleh v sestavi organske spojine rastline ne prebavijo. Šele po mineralizaciji organska snov in prehodu žvepla v sulfatno obliko postane organsko žveplo dostopno rastlinam.
Kemična industrija ne proizvaja gnojil z žveplovim dioksidom kot glavno učinkovino. Vendar pa ga najdemo kot nečistočo v številnih gnojilih. Sem spadajo fosfogips, preprost superfosfat, amonijev sulfat, kalijev sulfat, kalijev magnezijev oksid, sadra, pepel iz oljnega skrilavca, gnoj, šota in mnogi drugi.
Absorpcija žveplovega dioksida v rastlinah
Žveplo pride v rastline skozi korenine v obliki SO 4 2- in listi v obliki žveplovega dioksida. Hkrati absorpcija žvepla iz ozračja zagotavlja do 80% potreb rastline po tem elementu. V zvezi s tem so v bližini industrijskih središč, kjer je ozračje bogato z žveplovim dioksidom, rastline dobro preskrbljene z žveplom. V oddaljenih območjih je količina žveplovega dioksida v padavinah in ozračju močno zmanjšana, prehrana rastlin z žveplom pa je odvisna od njegove prisotnosti v tleh.
Žveplov oksid (IV) ima kisle lastnosti, ki se kažejo v reakcijah s snovmi, ki kažejo bazične lastnosti. Kisle lastnosti se kažejo pri interakciji z vodo. V tem primeru nastane raztopina žveplove kisline:
Oksidacijsko stanje žvepla v žveplovem dioksidu (+4) določa redukcijske in oksidacijske lastnosti žveplovega dioksida:
vo-tel: S + 4 - 2e => S + 6
oktober: S+4 + 4e => S0
Redukcijske lastnosti se kažejo v reakcijah z močnimi oksidanti: kisikom, halogeni, dušikovo kislino, kalijevim permanganatom in drugimi. Na primer:
2SO2 + O2 = 2SO3
S+4 - 2e => S+6 2
O20 + 4e => 2O-2 1
Z močnimi redukcijskimi sredstvi ima plin oksidativne lastnosti. Na primer, če zmešate žveplov dioksid in vodikov sulfid, medsebojno delujeta pod normalnimi pogoji:
2H2S + SO2 = 3S + 2H2O
S-2 - 2e => S0 2
S+4 + 4e => S0 1
Žveplova kislina obstaja samo v raztopini. Je nestabilen in razpade na žveplov dioksid in vodo. Žveplova kislina ni močna kislina. Je kislina srednje jakosti in stopenjsko disociira. Ko žveplovi kislini dodamo alkalijo, nastanejo soli. Žveplova kislina daje dve vrsti soli: srednje - sulfite in kisle - hidrosulfite.
Žveplov(VI) oksid
Žveplov trioksid ima kisle lastnosti. Z vodo reagira burno, pri tem se sprosti velika količina toplote. Ta reakcija se uporablja za pridobivanje najpomembnejšega izdelka kemične industrije - žveplove kisline.
SO3 + H2O = H2SO4
Ker ima žveplo v žveplovem trioksidu najvišjo stopnjo oksidacije, kaže žveplov (VI) oksid oksidativne lastnosti. Na primer, oksidira halogenide, nekovine z nizko elektronegativnostjo:
2SO3 + C = 2SO2 + CO2
S+6 + 2e => S+4 2
C0 - 4e => C+4 2
Žveplova kislina reagira tri vrste: kislinsko-bazična, ionska izmenjava, redoks. Aktivno sodeluje tudi z organskimi snovmi.
Kislinsko-bazične reakcije
Žveplova kislina kaže kisle lastnosti v reakcijah z bazami in bazičnimi oksidi. Te reakcije je najbolje izvesti z razredčeno žveplovo kislino. Ker je žveplova kislina dvobazična, lahko tvori srednje velike soli (sulfate) in kisle soli (hidrosulfate).
Reakcije ionske izmenjave
Za žveplovo kislino so značilne reakcije ionske izmenjave. Hkrati medsebojno deluje z raztopinami soli, pri čemer tvori oborino, šibko kislino ali sprošča plin. Te reakcije potekajo hitreje pri uporabi 45 % ali celo bolj razredčene žveplove kisline. Do razvijanja plinov pride pri reakcijah s solmi nestabilnih kislin, ki razpadejo v pline (ogljikova, žveplova, vodikov sulfid) ali v hlapne kisline, kot je klorovodikova.
Redoks reakcije
Žveplova kislina najbolj jasno kaže svoje lastnosti v redoks reakcijah, saj ima žveplo v svoji sestavi najvišje oksidacijsko stanje +6. Oksidacijske lastnosti žveplove kisline lahko najdemo v reakciji, na primer, z bakrom.
V molekuli žveplove kisline sta dva oksidacijska elementa: atom žvepla s S.O. +6 in vodikovi ioni H+. Bakra ni mogoče oksidirati z vodikom do oksidacijskega stanja +1, žvepla pa lahko. To je razlog za oksidacijo tako neaktivne kovine, kot je baker, z žveplovo kislino.
