Какими свойствами обладает оксид серы
Оксиды серы. Общая характеристика, химические свойства
Большинство школьников знают два оксида серы – SO2 и SO3.
Однако, это не все соединения, которые сера образует с кислородом.
Рассмотрим их все.
Монооксид серы – SO
- Встречается только в виде разбавленной газовой фазы;
- после концентрирования превращается в S2O2 (диоксид дисульфита);
- SO имеет триплетное основное состояние, схожее с таковым у O2, то есть каждая молекула имеет по два неспаренных электрона;
- молекула SO используется в реакциях органического синтеза (встраивается в молекулы алкенов, алкинов, диенов для получения молекул с трехчленными кольцами, содержащими серу);
- монооксид серы обнаружен на Ио – спутнике Юпитера, а также в атмосфере Венеры, в комете Хейла – Боппа (или “Большая комета 1997 года”);
- редко встречается в атмосфере Земли, поэтому токсичность в полной мере не выявлена;
- обладает высокой воспламеняемостью, горит до образования ядовитого сернистого газа SO2.
Дисульфид серы – SO2
- Токсичный газ, ответственен за запах сгоревших спичек;
- в природе образуется в результате вулканической активности;
- вне Земли встречается в атмосфере Венеры, где образует облака в результате конденсации, способствуя при этом глобальному потеплению на планете; а также на Ио, спутнике Юпитера (90% атмосферы)
- промышленное значение сернистого газа в основном заключается в производстве серной кислоты;
- SO2 может связываться с ионами металлов в качестве лиганда с образованием комплексов диоксида серы с металлом, обычно там, где переходный металл находится в степени окисления 0 или +1;
- обладает антимикробными свойствами, используется в качестве консерванта для кураги, инжира (E220);
- диоксид серы издавна применяется в производстве вина – служит антибиотиком и антиоксидантом, защищая вино от порчи и потемнения (окисления);
- сернистый газ является сильным восстановителем, при этом обладает отбеливающим эффектом;
- эндогенный диоксид серы играет важную физиологическую роль в регуляции работы сердца и кровеносных сосудов, а нарушение его метаболизма может привести к артериальной гипертензии, атеросклерозу, стенокардии.
Триоксид серы, серный ангидрид – SO3
- Является значительным загрязнителем, основной компонент кислотных дождей;
- имеет большое значение в промышленности, так как является прекурсором серной кислоты;
- в сухой атмосфере обильно дымит, без запаха, но едкий;
- на воздухе образуется прямым окислением сернистого газа;
- в лаборатории триоксид серы можно получить путем двухстадийного пиролиза бисульфата натрия:
- 2NaHSO4 → Na2S2O7 + H2O
Na2S2O7 → Na2SO4 + SO3
- серный ангидрид агрессивно гигроскопичен – теплота гидратации достаточна, чтобы смесь этого газа и древесины (или хлопка) могла воспламениться;
- при вдыхании вызывает ожоги, обладает высокой коррозионной активностью.
Тетроксид серы – SO4
- Этот оксид серы представляет собой группу химических соединений с формулой SO3 + Х, где Х лежит между 0 и 1;
- здесь содержатся пероксогруппы (О-О), а степень окисления серы как в триоксиде серы, +6;
- может быть выделен при низких температурах (78 К), после реакции SO3 с атомарным кислородом или фотолиза смесей SO3 – озон.
Монооксид дисеры, субоксид серы – S2O
- Представляет собой бесцветный газ, который при конденсации образует твердое вещество бледного цвета, нестабильное при комнатной температуре;
- Грамотрицательные бактерии Desulfovibrio desulfuricans способны производить S2O;
- был обнаружен Питером Шенком в 1933 году.
Пoсле краткого обзора оксидов серы прилагаю таблицу двух важнейших оксидов серы – сернистого газа и серного ангидрида, так как именно они по большей части встречаются в заданиях ЕГЭ и ОГЭ по Химии.
Реагент | Оксид серы IV – SO2 – Диоксид серы; – газ с резким запахом; – кислотный оксид; – гибридизация серы – sp2; – валентный угол – 120 | Оксид серы VI – SO3 – Триоксид серы; – бесцветная летучая жидкость; – кислотный оксид; – гибридизация серы – sp3; – валентный угол 120 |
Получение | 1) В промышленности: S + O2 = SO2 (360 C) 4FeS + 7O2 = 2Fe2O3 + 4SO2 (t) 2) В лаборатории: Na2SO3 + H2SO4 = Na2SO4 + SO2 + H2O (t) Me + 2H2SO4 (k) = MeSO4 + SO2 + 2H2O (Me = Cu, Hg, Bi, Ag) 2HBr + 2H2SO4 (k) = Br2 + SO2 + 2H2O | 1) В промышленности: 2SO2 + O2 = 2SO3 (500 C, V2O5) SO2 + O3 = SO3 + O2 2) В лаборатории: 2CaSO4 = 2CaO + 2SO3 (450 C) 2CuSO4 = 2CuO + 2SO3 Na2S2O7 = Na2SO4 + 2SO3 |
+ O2 | 2SO2 + O2 = 2SO3 + Q | ≠ |
+ H2O | SO2 + H2O = H2SO3 | SO3 + H2O = H2SO4 |
+ H2O2 | SO2 + H2O2 = H2SO4 | ≠ |
+ Основные оксиды | SO2 + CaO = CaSO3 SO2 + Na2O = Na2SO3 | SO3 + Na2O = Na2SO4 SO3 + CaO = CaSO4 |
+ Кислотные оксиды | SO2 + CO = S + 2CO2 (Al2O3, 500 C) SO2 + NO2 = SO3 + NO (нитрозный способ получения серной кислоты) | ≠ |
+ Амфотерные оксиды | SO2 + Al2O3, BeO, ZnO ≠ | SO3 + Fe2O3 = Fe2(SO4)3 |
+ Основания | SO2 + 2NaOH = Na2SO3 + H2O SO2 + Me(OH)x ≠ (Me = Fe, Cr, Al, Sn) SO2 + 2KOH (расплав) = 3K2SO4 + K2S + 4H2O (t) | SO3 + 2NaOH (разб.) = Na2SO4 + H2O SO3 + Ca(OH)2 = CaSO4 + H2O |
+ Кислоты | SO2 + 4HI = S↓ + 2I2 + 2H2O SO2 + 2H2S = 3S + 2H2O SO2 + 2HNO3 (k) = H2SO4 + 2NO2 SO2 + 2HNO2 (p) = H2SO4 + 2NO | SO3 + HF = HSO3F (45 C) SO3 + HCl = HSO3Cl (20 C, в олеуме) SO3 + H2SO4 + CaF2 = 2HSO3F + CaSO4 SO3 + H2SO4 (безводн.) = H2S2O7 3SO3 + H2S = 4SO2 + H2O |
+ Соли | SO2 + Na2CO3 = Na2SO3 + CO2 (20 С) SO2 + Na2SO3 = Na2S2O5 (в этаноле) SO2 + PCl5 = PClO3 + SCl2O (50 – 60 C) | SO3 + MeF = MeSO3F (Me = Li, K, NH4) SO3 + 2KI = K2SO3 + I2 SO3 + Na2S = Na2SO4 |
+ Комплексные соли | 3SO2 + Na3[Al(OH)6] (P) = Al(OH)3 + 3NaHSO3 | ≠ |
+ Неметалл | SO2 + O3 = SO3 + O2 SO2 + 2C = S↓ + 2CO2 (600 С) SO2 + Cl2 = SO2Cl2 (солнечный свет) SO2 + F2 = SO2F2 (20 С, Pt) SO2 + 3F2 = SF6 + O2 (650 C) SO2 + 2H2 = S↓ + 2H2O SO2 + 3S = 2S2O (вакуум, эл. разряд) | 2SO3 + C = 2SO2 + CO2 10SO3 + P4 = P4O10 + 10SO2 |
+ Металл | SO2 + Me + H2O = MeSO3 + H2 (активные Ме) SO2 + Me = MeS2O4 (Me = Zn, Co; в смеси этанола иводы) | SO3 + Mg = MgO + SO2 |
ОВР | SO2 + Cl2 + 2H2O = 2HCl + H2SO4 SO2 + I2 + 2H2O = 2HI + H2SO4 5SO2 + 2KMnO4 + 2H2O = K2SO4 + 2MnSO4 + 2H2SO4 5SO2 + 2K2Cr2O7 + H2SO4 = K2SO4 + Cr2(SO4)3 + H2O SO2 + 2FeCl3+ 2H2O = 2FeCl2 + H2SO4 + 2HCl SO2 + 2CuCl2 + 2H2O = 2CuCl + 2HCl + H2SO4 | SO3 + 2HCl = SO2 + Cl2 + H2O (t) SO3 + 2HBr = SO2 + Br2 + H2O (0 C) SO3 + 8HI = H2S + 4I2 + 3H2O (0 C) |
pangenes.ru © 2021
Источник
Оксид серы((VI))
Oксид серы(VI) образуется при каталитическом окислении сернистого газа:
2SO2+O2⇄t,k2SO3.
При обычных условиях это жидкость, которая реагирует с водой с образованием серной кислоты:
SO3+H2O=H2SO4.
Эта реакция протекает даже с парами воды. Поэтому оксид серы((VI)) дымит на воздухе.
Особенностью оксида серы((VI)) является его способность растворяться в концентрированной серной кислоте с образованием олеума.
Оксид серы((VI)) — типичный кислотный оксид. Он реагирует с основаниями и основными оксидами c образованием солей:
SO3+2NaOH=Na2SO4+H2O,
SO3+CaO=CaSO4.
Степень окисления серы в этом оксиде — (+6). Это максимальное значение для серы, поэтому в окислительно-восстановительных реакциях он может быть только окислителем.
Серная кислота H2SO4 — важнейшее соединение серы. Чистая серная кислота представляет собой бесцветную вязкую маслянистую жидкость, котoрая почти в два раза тяжелее воды.
Серная кислота неограниченно смешивается с водой. Растворение серной кислоты сопровождается сильным разогреванием раствора, и может происходить его разбрызгивание. Поэтому серную кислоту растворяют осторожно: тонкой струйкой кислоту вливают в воду при постоянном перемешивании.
Серная кислота очень гигроскопична и используется для осушки разных веществ.
Химические свойства серной кислоты зависят от её концентрации.
Серная кислота любой концентрации реагирует:
- с основными и амфотерными оксидами и гидроксидами с образованием соли и воды:
H2SO4+CuO=CuSO4+H2O,
H2SO4+Zn(OH)2=ZnSO4+2H2O;
- с солями, если образуется газ или нерастворимое вещество:
H2SO4+CaCO3=CaSO4+H2O+CO2↑,
H2SO4+BaCl2=BaSO4↓+2HCl.
Разбавленная кислота реагирует только с металлами, расположенными в ряду активности до водорода. В реакции образуются сульфаты и выделяется водород. Окислительные свойства в этом случае проявляют атомы водорода:
H2+1SO4+Zn0=Zn+2SO4+H2↑0.
Концентрированная кислота реагирует:
- со всеми металлами, кроме золота и платины, за счёт сильных окислительных свойств атома серы:
2H2S+6O4+Cu0=Cu+2SO4+S+4O2+2H2O.
В реакциях с активными металлами продуктами реакции могут быть сернистый газ, сероводород или сера.
Обрати внимание!
При низкой температуре пассивирует железо и алюминий и с ними не реагирует.
- С твёрдыми солями других кислот:
H2SO4(к)+2NaNO3(тв)=Na2SO4+2HNO3.
- Со многими органическими веществами (происходит обугливание сахара, бумаги, древесины и т. д., так как отнимается вода):
Серная кислота образует два ряда солей. Средние соли называются сульфатами (Na2SO4,CaSO4), а кислые — гидросульфатами (NaHSO4,Ca(HSO4)2).
Качественной реакцией на серную кислоту и её соли является реакция с растворимыми солями бария — выпадает белый осадок сульфата бария:
Na2SO4+BaCl2=BaSO4↓+2NaCl,SO42−+Ba2+=BaSO4↓.
Серная кислота — одно из важнейших химических веществ. Она используется:
- для получения других кислот;
- для производства минеральных удобрений;
- для очистки нефтепродуктов;
- в свинцовых аккумуляторах;
- в производстве моющих средств, красителей, лекарств.
Соли серной кислоты также находят применение. Медный купорос CuSO4⋅5H2O используется для борьбы с заболеваниями растений, гипс CaSO4⋅2H2O применяется в строительстве, сульфат бария BaSO4 — в медицине.
Источник
Главная > 
Wiki-учебник > 
Химия > 9 класс > Химические свойства соединений серы: оксид серы(IV) и три типа реакций
Оксид серы(IV) обладает кислотными свойствами, которые проявляются в реакциях с веществами, проявляющими основные свойства. Кислотные свойства проявляются при взаимодействии с водой. При этом образуется раствор сернистой кислоты:
SO2 + H2O=H2SO3
Степень окисления серы в сернистом газе (+4) обусловливает восстановительные и окислительные свойства сернистого газа:
вос-тель: S+4 – 2e => S+6
ок-тель: S+4 + 4e => S0
Восстановительные свойства проявляются в реакциях с сильными окислителями: кислородом, галогенами, азотной кислотой, перманганатом калия и другими. Например:
2SO2 + O2 = 2SO3
S+4 – 2e => S+6 2
O20 + 4e => 2O-2 1
С сильными восстановителями газ проявляет окислительные свойств. Например, если смешать сернистый газ и сероводород, то они взаимодействуют при обычных условиях:
2H2S + SO2 = 3S + 2H2O
S-2 – 2e => S0 2
S+4 + 4e => S0 1
Сернистая кислота существует только в растворе. Она неустойчива и разлагается на сернистый газ и воду. Сернистая кислота не относится к сильным кислотам. Она является кислотой средней силы и диссоциирует ступенчато. При добавлении к сернистой кислоте щёлочи образуются соли. Сернистая кислота даёт два ряда солей: средние – сульфиты и кислые – гидросульфиты.
Оксид серы(VI)
Триоксид серы проявляется кислотные свойства. Он бурно реагирует с водой, при этом выделяется большое количество теплоты. Эту реакцию используют для получения важнейшего продукта химической промышленности – серной кислоты.
SO3 + H2O = H2SO4
Поскольку сера в триоксиде серы имеет высшую степень окисления, то оксид серы(VI) проявляет окислительные свойства. Например, он окисляет галогениды, неметаллы с низкой электроотрицательностью:
2SO3 + C = 2SO2 + CO2
S+6 + 2e => S+4 2
C0 – 4e => C+4 2
Серная кислота вступает в реакции трёх типов: кислотно-основные, ионообменные, окислительно-восстановительные. Так же активно она взаимодействует с органическими веществами.
Кислотно-основные реакции
Серная кислота проявляет кислотные свойства в реакциях с основаниями и основными оксидами. Эти реакции лучше проводить с разбавленной серной кислотой. Поскольку серная кислота является двухосновной, то она может образовывать как средние соли (сульфаты), так и кислые (гидросульфаты).
Ионообменные реакции
Для серной кислоты характерны ионообменные реакции. При этом она взаимодействует с растворами солей, образуя осадок, слабую кислоту либо выделяя газ. Эти реакции осуществляются с большей скоростью, если брать 45%-ную или ещё более разбавленную серную кислоту. Выделение газа происходит в реакциях с солями неустойчивых кислот, распадающихся с образованием газов (угольной, сернистой, сероводородной) либо с образованием летучих кислот, таких как соляная.
Окислительно-восстановительные реакции
Наиболее ярко серная кислота проявляет свои свойства в окислительно-восстановительных реакциях, так как в её составе сера имеет высшую степень окисления +6. Окислительные свойства серной кислоты можно обнаружить в реакции, например, с медью.
В молекуле серной кислоты два элемента-окислителя: атом серы с С.О. +6 и ионы водорода H+. Медь не может быть окислена водородом в степени окисления +1, но сера может. Это является причиной окисления серной кислотой такого неактивного металла, как медь.
В разбавленных растворах серной кислоты окислителем является преимущественно ион водорода H+. В концентрированных растворах, особенно в горячих, преобладают окислительные свойства серы в степени окисления +6.
Нужна помощь в учебе?
Предыдущая тема: Химические свойства кислорода и серы: реакции с металлами и неметаллами
Следующая тема:   Свойства сложных веществ с содержанием азота: оксиды азота
Источник
SO2 – оксид серы (IV). Физические свойства.
SO2 – диоксид серы, сернистый газ, сернистый ангидрид. При обычной температуре – бесцветный газ с резким запахом, хорошо растворим в воде (в 1 л воды при 20°С растворяется – 40 л SO2).
Способы получения
1. Окисление кислородом серы, сероводорода, сульфидов
2. Термическое разложение сульфитов
CaSO3 = СаО + SO2↑
3.Действие сильных кислот на сульфиты
Na2SO3 + 2HCl = SO2 + Н2O + 2NaCI
4.Взаимодействие конц. H2SO4 с восстановителями, например:
2H2SO4 + Си = SO2↑ + CuSO4 + 2Н2O
Химические свойства
При растворении SO2 в воде происходит его частичное соединение с молекулами воды – об
разуется слабая сернистая кислота.
SO2 + СаО = CaSO3 сульфит кальция
SO2 + NaOH = NaHSO3 гидросульфит натрия
SO2 + 2NaOH = Н2O + Na2SO3 сульфит натрия
Диоксид серы окисляется в газовой фазе до SO3:
2SO2 + O2 = SO3
SO2 + O3 = SO3+ O2
SO2+ NO2 = SO3 + NO
На свету легко окисляется хлором:
SO2 + Cl2 — SO2Cl2 хлористый сульфурил
В водных растворах при окислении SO2 образуется серная кислота H2SO4:
SO2 + 2HNO3 = H2SO4 + 2NO2
SO2 + Н2O2 = H2SO4
Обесцвечивание окрашенных окислителей (КМпO4 и Вr2) – качественная реакция для распознавания SO2 (например, отличие его от СO2, СО, СН4 и многих других газов):
SO2 + Вr2 + 2Н2О = H2SO4 + 2НВr
3SO2 + 2КМпO4 + 4Н2О = 3H2SO4 + 2MnO2↓ + 2КОН
Продуктом восстановления SO2 чаще всего является свободная сера.
SO2 + 2Н2S = 3S↓ + 2Н2О
SO2 + 2СО = S + 2CO2
H2SO3 – сернистая кислота
В свободном состоянии не выделена. Очень непрочное соединение. Образуется при растворении SO2 в воде. Обладает свойствами слабой кислоты.
Сульфиты и гидросульфиты
2-х основная сернистая кислота образует при взаимодействии со щелочами 2 ряда солей: нормальные (средние) – сульфиты Mex(SO3)y и кислые – гидросульфиты Me(HSO3)x.
Сульфиты щелочных Me и аммония растворимы в воде. Сульфиты остальных Me нерастворимы в воде (или не существуют).
Гидросульфиты Me хорошо растворимы в Н2O, некоторые из них существуют только в растворе, например, Ca(HSO3)2.
Водные растворы сульфитов вследствие гидролиза имеют щелочную среду (окрашивают лакмус в синий цвет).
SO3- + Н2O = HSO3- + ОН-
Na2SO3 + Н2O = NaHSO3 + NaOH
Химические свойства сульфитов
1. Взаимодействие с сильными кислотами:
Na2SO3 + 2HCl = 2NaCl + SO2↑ + Н2O
NaHSO3 + HCl = NaCl + SO2↑ + Н2O
Оба типа солей разлагаются сильными кислотами, при этом слабая сернистая кислота вытесняется в виде SO2 и Н2O.
2. Термическое разложение сульфитов:
CaSO3 = СаО + SO2↑
3. Нормальные сульфиты в водных растворах, содержащих избыток SO2, превращаются в гидросульфиты
CaSO3 + SO2 + Н2O = Ca(HSO3)sub>2
Благодаря этой реакции нерастворимые в воде сульфиты превращаются в растворимые гидросульфиты
4. Ионно-обменные реакции с другими солями, приводящие к образованию нерастворимых сульфитов:
Na2SO3 + ZnCl2 = ZnSO3↓ + 2NaCl
I. Сульфиты как восстановители.
Сульфиты, подобно SO2, могут быть и восстановителями, и окислителями, поскольку атомы серы в анионах SO3 находятся в промежуточной С.О. +4
В водных растворах и сульфиты, и гидросульфиты легко окисляются до сульфатов. Примеры реакций:
Na2SO3 + Вr2 + Н2O = Na2SO4 + 2НВr
5K2SO3 + 2КМпO4 + 3H2SO4 = 6K2SO4 + 2MnSO4 + 3Н2O
Даже твердые сульфиты при хранении на воздухе медленно окисляются до сульфатов:
2Na2SO3 + O2 = 2Na2SO4
II. Сульфиты как окислители.
Эти реакции не столь многочисленны. При нагревании сухих сульфитов с такими активными восстановителями, как С, Mg, Al, Zn, они переходят в сульфиды:
Na2SO3 + ЗС = Na2S + ЗСО
III. Диспропорционирование сухих сульфитов.
При нагревании до высоких температур сульфиты медленно превращаются в смесь сульфатов и сульфидов:
4K2SO3 = 3K2SO4 + K2S
Источник