Svovloxid i naturen og menneskelivet. Svovloxid

15.10.2019

Del I

1. Hydrogensulfid.
1) Molekylestruktur:

2) Fysiske egenskaber: en farveløs gas med en skarp lugt af rådne æg, tungere end luft.

3) Kemiske egenskaber(udfyld reaktionsligningerne og overvej ligningerne i lyset af TED eller ud fra synspunktet oxidation-reduktion).

4) Hydrogensulfid i naturen: i form af forbindelser - sulfider, i fri form - i vulkanske gasser.

2. Svovl(IV)oxid – SO2
1) Opnået i industrien. Skriv reaktionsligningerne ned og overvej dem ud fra oxidations-reduktionssynspunktet.

2) Fås i laboratoriet. Skriv reaktionsligningen ned og overvej den i lyset af TED:

3) Fysiske egenskaber: gas med en stikkende kvælende lugt.

4) Kemiske egenskaber.

3. Svovloxid (VI) - SO3.
1) Fremstilling ved syntese ud fra svovloxid (IV):

2) Fysiske egenskaber: væske, tungere end vand, blandet med svovlsyre - oleum.

3) Kemiske egenskaber. Udviser typiske egenskaber for syreoxider:

Del II

1. Karakteriser reaktionen for syntesen af svovloxid (VI) i henhold til alle klassificeringskriterier.

a) katalytisk
b) reversibel
c) OVR
d) forbindelser
e) eksotermisk
e) forbrænding

2. Karakteriser reaktionen af svovl(IV)oxid med vand i henhold til alle klassificeringskriterier.

a) reversibel
b) forbindelser
c) ikke OVR
d) eksotermisk
e) ikke-katalytisk

3. Forklar hvorfor svovlbrinte udviser stærke reducerende egenskaber.

4. Forklar hvorfor svovl(IV)oxid kan udvise både oxiderende og reducerende egenskaber:

Bekræft denne afhandling med ligningerne for de tilsvarende reaktioner.

5. Svovl af vulkansk oprindelse dannes som følge af vekselvirkningen mellem svovldioxid og svovlbrinte. Skriv reaktionsligningerne ned og overvej dem ud fra oxidations-reduktionssynspunktet.

6. Skriv ligningerne for overgangsreaktioner ned, og dechifrere de ukendte formler:

7. Skriv en syncwine om emnet "Svovldioxid."
1) Svovldioxid
2) Kvælende og barsk
3) Syreoxid, OVR
4) Bruges til at producere SO3
5) Svovlsyre H2SO4

8. Brug yderligere informationskilder, herunder internettet, forbered en besked om toksiciteten af svovlbrinte (vær opmærksom på dens karakteristiske lugt!) og førstehjælp til forgiftning med denne gas. Skriv din beskedplan ned i en speciel notesbog.

Svovlbrinte
Farveløs gas med duften af rådne æg. Det detekteres i luften ved lugt selv i små koncentrationer. I naturen findes det i vand fra mineralske kilder, have og vulkanske gasser. Dannes under nedbrydning af proteiner uden adgang til ilt. Kan frigives til luften i en række kemiske industrier, tekstilindustrien, under olieproduktion og raffinering, fra kloakering.
Svovlbrinte er en stærk gift, der forårsager akut og kronisk forgiftning. Det har en lokal irriterende og generel toksisk virkning. Ved en koncentration på 1,2 mg/l udvikles forgiftning med lynets hast, døden sker på grund af akut hæmning af vævsrespirationsprocesser. Når eksponeringen stoppes, selv ved alvorlige former for forgiftning, kan offeret bringes til live igen.
Ved en koncentration på 0,02-0,2 mg/l observeres hovedpine, svimmelhed, trykken for brystet, kvalme, opkastning, diarré, bevidsthedstab, kramper, beskadigelse af øjnenes slimhinde, conjunctivitis, fotofobi. Risikoen for forgiftning øges på grund af tab af lugt. Hjertesvaghed og respirationssvigt, koma gradvist øges.
Førstehjælp - fjernelse af offeret fra den forurenede atmosfære, indånding af ilt, kunstigt åndedræt; betyder, at stimulere åndedrætscentret, varmer kroppen. Glucose, vitaminer og jerntilskud anbefales også.
Forebyggelse - tilstrækkelig ventilation, forsegling af nogle produktionsoperationer. Når arbejdere sænkes ned i brønde og beholdere, der indeholder svovlbrinte, skal de bruge gasmasker og redningsbælte på reb. Gasredningstjeneste er obligatorisk i miner, produktionssteder og olieforarbejdningsanlæg.

SO2-molekylets struktur

Strukturen af SO2-molekylet ligner strukturen af ozonmolekylet. Svovlatomet er i en tilstand af sp2-hybridisering, formen af orbitalerne er en regulær trekant, og molekylets form er kantet. Svovlatomet har et ensomt elektronpar. S–O-bindingslængden er 0,143 nm, og bindingsvinklen er 119,5°.

Strukturen svarer til følgende resonansstrukturer:

I modsætning til ozon er multipliciteten af S–O-bindingen 2, det vil sige, at hovedbidraget ydes af den første resonansstruktur. Molekylet er kendetegnet ved høj termisk stabilitet.

Svovlforbindelser +4 - udviser redox-dualitet, men med en overvægt af reducerende egenskaber.

1. Interaktion mellem SO2 og oxygen

2S+4O2 + O2S+6O

2. Når SO2 ledes gennem svovlbrintesyre, dannes svovl.

S+4O2 + 2H2S-2 → 3So + 2 H2O

4 S+4 + 4 → So 1 - oxidationsmiddel (reduktion)

S-2 - 2 → So 2 - reduktionsmiddel (oxidation)

3. Svovlsyre oxideres langsomt af atmosfærisk oxygen til svovlsyre.

2H2S+4O3 + 2O → 2H2S+6O

4 S+4 - 2 → S+6 2 - reduktionsmiddel (oxidation)

O + 4 → 2O-2 1 - oxidationsmiddel (reduktion)

Kvittering:

1) svovl(IV)oxid i industrien:

svovl forbrænding:

pyritfyring:

4FeS2 + 11O2 = 2Fe2O3

i laboratoriet:

Na2SO3 + H2SO4 = Na2SO4 + SO2 + H2O

Svovldioxid, forhindrer gæring, letter udfældningen af forurenende stoffer, rester af druevæv med patogen mikroflora og gør det muligt at udføre alkoholisk gæring på rene gærkulturer for at øge udbyttet Ætanol og forbedring af sammensætningen af andre alkoholholdige gæringsprodukter.

Svovldioxids rolle er således ikke begrænset til antiseptiske handlinger, der forbedrer miljøet, men strækker sig også til at forbedre teknologiske forhold gæring og opbevaring af vin.

Disse forhold er korrekt brug Svovldioxid (begrænser doseringen og kontakttiden med luft) fører til en stigning i kvaliteten af vine og juice, deres aroma, smag samt gennemsigtighed og farve - egenskaber forbundet med vinens og juicens modstand mod uklarhed.

Svovldioxid er det mest almindelige luftforurenende stof. Det frigives af alle kraftværker ved afbrænding af fossile brændstoffer. Svovldioxid kan også frigives af metallurgiske industrivirksomheder (kilde: kokskul) såvel som en række kemiske industrier (f.eks. produktion af svovlsyre). Det dannes under nedbrydningen af svovlholdige aminosyrer, der var en del af proteinerne fra gamle planter, der dannede aflejringer af kul, olie og olieskifer.

Finder applikation i industrien til blegning af forskellige produkter: klud, silke, papirmasse, fjer, halm, voks, børster, hestehår, madvarer, til desinfektion af frugt og konserves osv. Som biprodukt dannes og frigives svovldioxid til luften af arbejdsområder i en række industrier: svovlsyre, cellulose, ved ristning af malme indeholdende svovlmetaller, i bejdserum på metalværker Ved fremstilling af glas, ultramarin osv. findes svovl ofte i luften i fyrrum og askerum, hvor det dannes ved forbrænding af svovlholdigt kul.

Når opløst i vand, en svag og ustabil svovlsyrling H2SO3 (findes kun i vandig opløsning)

SO2 + H2O ↔ H2SO3

Svovlsyre dissocieres trinvist:

H2SO3 ↔ H+ + HSO3- (første trin, hydrosulfitanion dannes)

HSO3- ↔ H+ + SO32- (andet trin, sulfitanion dannes)

H2SO3 danner to serier af salte - medium (sulfitter) og sure (hydrosulfitter).

En kvalitativ reaktion på salte af svovlsyre er vekselvirkningen mellem saltet og en stærk syre, som frigiver SO2-gas med en skarp lugt:

Na2SO3 + 2HCl → 2NaCl + SO2 + H2O 2H+ + SO32- → SO2 + H2O

Svovl(IV)oxid udviser egenskaber

1) kun basisk oxid

2) amfotert oxid

3) syreoxid

4) ikke-saltdannende oxid

Svar: 3

Forklaring:

Svovl(IV)oxid SO2 er et surt oxid (ikke-metaloxid), hvor svovl har en ladning på +4. Dette oxid danner salte af svovlsyre med H 2 SO 3 og danner, når det interagerer med vand, selv svovlsyrling, H 2 SO 3.

Ikke-saltdannende oxider (oxider, der hverken udviser sure, basiske eller amfotere egenskaber og ikke danner salte) omfatter NO, SiO, N2O (nitrogenoxid), CO.

Basisoxider er metaloxider i oxidationstilstande +1, +2. Disse omfatter metaloxider fra hovedundergruppen af den første gruppe ( alkalimetaller) Li-Fr, metaloxider af hovedundergruppen af den anden gruppe (Mg og jordalkalimetaler) Mg-Ra og overgangsmetaloxider i lavere oxidationstilstande.

Amfotere oxider er saltdannende oxider, der afhængigt af forhold udviser enten basiske eller sure egenskaber (det vil sige udviser amfotericitet). Dannet af overgangsmetaller. Metaller i amfotere oxider udviser normalt en oxidationstilstand på +3 til +4, med undtagelse af ZnO, BeO, SnO, PbO.

Sure og basiske oxider er hhv

2) CO 2 og Al 2 O 3

Svar: 1

Forklaring:

Sure oxider er oxider, der udviser sure egenskaber og danner tilsvarende iltholdige syrer. Fra den præsenterede liste omfatter disse: SO 2, SO 3 og CO 2. Når de interagerer med vand, danner de følgende syrer:

SO 2 + H 2 O = H 2 SO 3 (svovlsyrling)

SO 3 + H 2 O = H 2 SO 4 (svovlsyre)

CO 2 + H 2 O = H 2 CO 3 (kulsyre)

Basisoxider er metaloxider i oxidationstilstande +1, +2. Disse omfatter metaloxider af hovedundergruppen af den første gruppe (alkalimetaller) Li-Fr, metaloxider af hovedundergruppen af den anden gruppe (Mg og jordalkalimetaler) Mg-Ra og oxider af overgangsmetaller i lavere oxidationstilstande. Fra den præsenterede liste omfatter de vigtigste oxider: MgO, FeO.

Svovloxid (VI) reagerer med hver af to stoffer:

1) vand og saltsyre

2) oxygen og magnesiumoxid

3) calciumoxid og natriumhydroxid

Svar: 3

Forklaring:

Svovloxid (VI) SO 3 (svovloxidationstilstand +6) er et surt oxid, der reagerer med vand for at danne den tilsvarende svovlsyre H 2 SO 4 (svovloxidationstilstand er også +6):

SO 3 + H 2 O = H 2 SO 4

Som et surt oxid interagerer SO 3 ikke med syrer, dvs. reaktionen sker ikke med HCl.

Svovl i SO 3 udviser den højeste oxidationstilstand +6 (lig med grundstoffets gruppenummer), derfor reagerer SO 3 ikke med oxygen (ilt oxiderer ikke svovl til oxidationstilstanden +6).

Med hovedoxidet MgO dannes det tilsvarende salt - magnesiumsulfat MgSO 4:

MgO + SO3 = MgSO4

Da SO3-oxid er surt, reagerer det med basiske oxider og baser for at danne de tilsvarende salte:

MgO + SO3 = MgSO4

NaOH + SO 3 = NaHSO 4 eller 2 NaOH + SO 3 = Na 2 SO 4 + H 2 O

Som nævnt ovenfor reagerer SO 3 med vand til dannelse af svovlsyre.

CuSO 3 interagerer ikke med overgangsmetallet.

Kulilte (IV) reagerer med hver af to stoffer:

1) vand og calciumoxid

2) oxygen og svovloxid (IV)

3) kaliumsulfat og natriumhydroxid

4) phosphorsyre og brint

Svar: 1

Forklaring:

Kulilte (IV) CO 2 er et surt oxid, derfor reagerer det med vand og danner ustabil kulsyre H 2 CO 3 og med calciumoxid til dannelse af calciumcarbonat CaCO 3:

CO 2 + H 2 O = H 2 CO 3

CO 2 + CaO = CaCO 3

Kuldioxid CO 2 reagerer ikke med ilt, da ilt ikke kan oxidere grundstoffet ind højeste grad oxidation (for kulstof er det +4 i henhold til nummeret på den gruppe, hvori det er placeret).

Reaktionen forekommer ikke med svovloxid (IV) SO 2, da CO 2, som et surt oxid, ikke interagerer med oxidet, som også har sure egenskaber.

Kuldioxid CO 2 reagerer ikke med salte (f.eks. med kaliumsulfat K 2 SO 4), men interagerer med alkalier, da det har grundlæggende egenskaber. Reaktionen fortsætter med dannelsen af et surt eller moderat salt, afhængigt af overskud eller mangel på reagenser:

NaOH + CO 2 = NaHCO 3 eller 2 NaOH + CO 2 = Na 2 CO 3 + H 2 O

CO2, der er et surt oxid, reagerer ikke med hverken sure oxider eller syrer, så reaktionen mellem carbondioxid og phosphorsyre H 3 PO 4 forekommer ikke.

CO 2 reduceres med brint til metan og vand:

CO2 + 4H2 = CH4 + 2H2O

Hovedegenskaberne udstilles af grundstoffets højeste oxid

Svar: 3

Forklaring:

De vigtigste egenskaber udvises af basiske oxider - metaloxider i oxidationstilstande +1 og +2. Disse omfatter:

Af de præsenterede muligheder hører kun bariumoxid BaO til hovedoxiderne. Alle andre oxider af svovl, nitrogen og kulstof er enten sure eller ikke-saltdannende: CO, NO, N2O.

Metaloxider med en oxidationstilstand på + 6 og højere er

1) ikke-saltdannende

2) hoved

3) amfoterisk

Svar: 4

Forklaring:

— metaloxider fra hovedundergruppen af den første gruppe (alkalimetaller) Li – Fr;
— metaloxider fra hovedundergruppen af den anden gruppe (Mg og jordalkalimetaler) Mg – Ra;
— oxider af overgangsmetaller i lavere oxidationstilstande.

Sure oxider (anhydrider) er oxider, der udviser sure egenskaber og danner tilsvarende oxygenholdige syrer. Dannet af typiske ikke-metaller og nogle overgangselementer. Grundstoffer i sure oxider udviser typisk oxidationstilstande fra +4 til +7. Som følge heraf har metaloxidet i +6-oxidationstilstanden sure egenskaber.

Sure egenskaber udvises af et oxid, hvis formel er

Svar: 1

Forklaring:

Sure oxider (anhydrider) er oxider, der udviser sure egenskaber og danner tilsvarende oxygenholdige syrer. Dannet af typiske ikke-metaller og nogle overgangselementer. Grundstoffer i sure oxider udviser typisk oxidationstilstande fra +4 til +7. Følgelig har siliciumoxid SiO 2 med en siliciumladning på +6 sure egenskaber.

Ikke-saltdannende oxider er N 2 O, NO, SiO, CO. CO er et ikke-saltdannende oxid.

Basisoxider er metaloxider i oxidationstilstande +1 og +2. Disse omfatter:

— metaloxider fra hovedundergruppen af den første gruppe (alkalimetaller) Li – Fr;

— metaloxider fra hovedundergruppen af den anden gruppe (Mg og jordalkalimetaler) Mg – Ra;

— oxider af overgangsmetaller i lavere oxidationstilstande.

BaO hører til de basiske oxider.

Oxidationstilstanden af chrom i dets amfotere forbindelser er lig med

Svar: 3

Forklaring:

Chrom er et element i den sekundære undergruppe af 6. gruppe i 4. periode. Det er karakteriseret ved oxidationstilstande på 0, +2, +3, +4, +6. Oxidationstilstanden +2 svarer til CrO-oxid, som har grundlæggende egenskaber. Oxidationstilstanden +3 svarer til det amfotere oxid Cr 2 O 3 og hydroxid Cr(OH) 3. Dette er den mest stabile oxidationstilstand for chrom. Oxidationstilstanden +6 svarer til det sure chrom(VI)oxid CrO 3 og en række syrer, hvoraf de simpleste er chrom H 2 CrO 4 og dichrom H 2 Cr 2 O 7 .

Amfotere oxider omfatter

Svar: 3

Forklaring:

Ikke-saltdannende oxider er N 2 O, NO, SiO, CO.

Basisoxider er metaloxider i oxidationstilstande +1 og +2. Disse omfatter:

— metaloxider fra hovedundergruppen af den første gruppe (alkalimetaller) Li – Fr (kaliumoxid K 2 O tilhører denne gruppe);

— metaloxider fra hovedundergruppen af den anden gruppe (Mg og jordalkalimetaler) Mg – Ra;

— oxider af overgangsmetaller i lavere oxidationstilstande.

Sure oxider (anhydrider) er oxider, der udviser sure egenskaber og danner tilsvarende oxygenholdige syrer. Dannet af typiske ikke-metaller og nogle overgangselementer. Grundstoffer i sure oxider udviser typisk oxidationstilstande fra +4 til +7. Derfor er SO 3 et surt oxid svarende til svovlsyre H 2 SO 4.

7FDBA3 Hvilket af følgende udsagn er sandt?

A. Basiske oxider er oxider, som baser svarer til.

B. Kun metaller danner basiske oxider.

1) kun A er korrekt

2) kun B er korrekt

3) begge udsagn er sande

4) begge udsagn er forkerte

Svar: 3

Forklaring:

Basisoxider er metaloxider i oxidationstilstande +1 og +2. Disse omfatter:

— metaloxider fra hovedundergruppen af den første gruppe (alkalimetaller) Li – Fr;

— metaloxider fra hovedundergruppen af den anden gruppe (Mg og jordalkalimetaler) Mg – Ra;

— oxider af overgangsmetaller i lavere oxidationstilstande.

Baser svarer til basiske oxider som hydroxider.

Begge udsagn er sande.

Reagerer med vand under normale forhold

1) nitrogenoxid (II)

2) jern(II)oxid

3) jern(III)oxid

Svar: 4

Forklaring:

Nitrogenoxid (II) NO er et ikke-saltdannende oxid og reagerer derfor ikke med vand eller baser.

Jern(II)oxid FeO er et basisk oxid, der er uopløseligt i vand. Reagerer ikke med vand.

Jern(III)oxid Fe 2 O 3 er et amfotert oxid, uopløseligt i vand. Det reagerer heller ikke med vand.

Nitrogenoxid (IV) NO 2 er et surt oxid og reagerer med vand og danner salpetersyre (HNO 3 ; N +5) og salpetersyre (HNO 2 ; N +3):

2NO2 + H2O = HNO3 + HNO2

På listen over stoffer: ZnO, FeO, CrO 3, CaO, Al 2 O 3, Na 2 O, Cr 2 O 3
antallet af hovedoxider er lig med

Svar: 3

Forklaring:

Basisoxider er metaloxider i oxidationstilstande +1 og +2. Disse omfatter:

— metaloxider fra hovedundergruppen af den første gruppe (alkalimetaller) Li – Fr;
— metaloxider fra hovedundergruppen af den anden gruppe (Mg og jordalkalimetaler) Mg – Ra;
— oxider af overgangsmetaller i lavere oxidationstilstande.

Af de foreslåede muligheder inkluderer gruppen af hovedoxider FeO, CaO, Na2O.

Amfotere oxider omfatter ZnO, Al 2 O 3, Cr 2 O 3.

Sure oxider (anhydrider) er oxider, der udviser sure egenskaber og danner tilsvarende oxygenholdige syrer. Dannet af typiske ikke-metaller og nogle overgangselementer. Grundstoffer i sure oxider udviser typisk oxidationstilstande fra +4 til +7. Derfor er CrO 3 et surt oxid svarende til chromsyre H 2 CrO 4 .

382482

Kaliumoxid reagerer med

Svar: 3

Forklaring:

Kaliumoxid (K 2 O) er et basisk oxid. Som basisk oxid kan K 2 O interagere med amfotere oxider, pga med oxider, der udviser både sure og basiske egenskaber (ZnO). ZnO er et amfotert oxid. Reagerer ikke med basiske oxider (CaO, MgO, Li 2 O).

Reaktionen forløber som følger:

K 2 O + ZnO = K 2 ZnO 2

Basisoxider er metaloxider i oxidationstilstande +1 og +2. Disse omfatter:

— metaloxider fra hovedundergruppen af den første gruppe (alkalimetaller) Li – Fr;

— metaloxider fra hovedundergruppen af den anden gruppe (Mg og jordalkalimetaler) Mg – Ra;

— oxider af overgangsmetaller i lavere oxidationstilstande.

Derudover er der ikke-saltdannende oxider N 2 O, NO, SiO, CO. Ikke-saltdannende oxider er oxider, der hverken udviser sure, basiske eller amfotere egenskaber og ikke danner salte.

Silicium(IV)oxid reagerer med hvert af de to stoffer

2) H2SO4 og BaCl2

Svar: 3

Forklaring:

Siliciumoxid (SiO 2) er et surt oxid, derfor reagerer det med alkalier og basiske oxider:

SiO 2 + 2 NaOH → Na 2 SiO 3 + H 2 O

Svovl er almindelig i jordskorpen, blandt andre elementer rangerer sekstende. Det findes både i en fri stat og i bundet form. Ikke-metalliske egenskaber er karakteristiske for dette kemisk element. Dets latinske navn er "Svovl", betegnet med symbolet S. Grundstoffet er en del af forskellige ionforbindelser indeholdende oxygen og/eller brint, danner mange stoffer, der tilhører klasserne af syrer, salte og flere oxider, som hver især kan kaldes svovloxid med tilføjelsessymboler, der angiver valens. De oxidationstilstande, den udviser i forskellige forbindelser+6, +4, +2, 0, -1, -2. Svovloxider med varierende grader af oxidation er kendt. De mest almindelige er svovldioxid og svovltrioxid. Mindre kendt er svovlmonoxid såvel som højere (undtagen SO3) og lavere oxider af dette grundstof.

Svovlmonoxid

En uorganisk forbindelse kaldet svovloxid II, SO, ved udseende dette stof er en farveløs gas. Ved kontakt med vand opløses det ikke, men reagerer med det. Dette er en meget sjælden forbindelse, der kun findes i et forsælnet gasmiljø. SO-molekylet er termodynamisk ustabilt og bliver i begyndelsen til S2O2 (kaldet disulfurgas eller svovlperoxid). På grund af den sjældne forekomst af svovlmonoxid i vores atmosfære og den lave stabilitet af molekylet er det vanskeligt fuldt ud at bestemme farerne ved dette stof. Men i kondenseret eller mere koncentreret form bliver oxidet til peroxid, som er relativt giftigt og kaustisk. Denne forbindelse er også meget brandfarlig (minder om metan i denne egenskab, når den brændes, producerer den svovldioxid, en giftig gas). Svovloxid 2 blev opdaget nær Io (en af atmosfærerne på Venus og i det interstellare medium. På Io menes det at være produceret ved vulkanske og fotokemiske processer. De vigtigste fotokemiske reaktioner er som følger: O + S2 → S + SO og SO2 → SO + O.

Svovldioxid

Svovloxid IV, eller svovldioxid (SO2), er en farveløs gas med en kvælende, stikkende lugt. Ved en temperatur på minus 10 C bliver det til flydende tilstand, og ved en temperatur på minus 73 C hærder det. Ved 20C opløses ca. 40 volumener SO2 i 1 liter vand.

Dette svovloxid, der opløses i vand, danner svovlsyrling, da det er dets anhydrid: SO2 + H2O ↔ H2SO3.

Det interagerer med baser og 2NaOH + SO2 → Na2SO3 + H2O og SO2 + CaO → CaSO3.

Svovldioxid er karakteriseret ved egenskaberne af både et oxidationsmiddel og et reduktionsmiddel. Det oxideres af atmosfærisk oxygen til svovlsyreanhydrid i nærværelse af en katalysator: SO2 + O2 → 2SO3. Med stærke reduktionsmidler som hydrogensulfid spiller det rollen som et oxidationsmiddel: H2S + SO2 → S + H2O.

Svovldioxid bruges i industrien hovedsageligt til fremstilling af svovlsyre. Svovldioxid fremstilles ved afbrænding af svovl eller jernkis: 11O2 + 4FeS2 → 2Fe2O3 + 8SO2.

Svovlsyreanhydrid

Svovloxid VI, eller svovltrioxid (SO3) er et mellemprodukt og selvstændig betydning har ikke. I udseende er det en farveløs væske. Det koger ved en temperatur på 45 C, og under 17 C bliver det til en hvid krystallinsk masse. Dette svovl (med svovlatomets oxidationstilstand + 6) er ekstremt hygroskopisk. Med vand danner den svovlsyre: SO3 + H2O ↔ H2SO4. Opløses i vand, frigiver det et stort antal af varme, og hvis en stor mængde oxid tilsættes ikke gradvist, men på én gang, kan der opstå en eksplosion. Svovltrioxid opløses godt i koncentreret svovlsyre for at danne oleum. SO3-indholdet i oleum når 60%. Denne svovlforbindelse har alle egenskaberne

Højere og lavere svovloxider

Svovler er en gruppe kemiske forbindelser med formlen SO3 + x, hvor x kan være 0 eller 1. Det monomere oxid SO4 indeholder en peroxogruppe (O-O) og er ligesom oxidet SO3 karakteriseret ved oxidationstilstanden af svovl +6. Dette svovloxid kan opnås ved lave temperaturer(under 78 K) som følge af reaktionen af SO3 og/eller fotolyse af SO3 i en blanding med ozon.

Lavere svovloxider er en gruppe kemiske forbindelser, der omfatter:

SO (svovloxid og dets dimer S2O2);
svovlmonoxider SnO (er cykliske forbindelser bestående af ringe dannet af svovlatomer, mens n kan være fra 5 til 10);
S702;
polymere svovloxider.

Interessen for lavere svovloxider er steget. Dette skyldes behovet for at studere deres indhold i terrestriske og udenjordiske atmosfærer.

I redoxprocesser kan svovldioxid både være et oxidationsmiddel og et reduktionsmiddel, fordi atomet i denne forbindelse har en mellemliggende oxidationstilstand på +4.

Hvordan SO 2 reagerer med stærkere reduktionsmidler, såsom:

SO2 + 2H2S = 3S↓ + 2H2O

Hvordan reagerer reduktionsmidlet SO 2 med stærkere oxidationsmidler, for eksempel med i nærværelse af en katalysator, med osv.:

2SO2 + O2 = 2SO3

SO2 + Cl2 + 2H2O = H2SO3 + 2HCl

Kvittering

1) Svovldioxid dannes, når svovl brænder:

2) I industrien opnås det ved at riste pyrit:

3) I laboratoriet kan svovldioxid fås:

Cu + 2H2SO4 = CuSO4 + SO2 + 2H2O

Ansøgning

Svovldioxid er meget brugt i tekstilindustrien til blegning forskellige produkter. Derudover bruges den i landbrug til destruktion af skadelige mikroorganismer i drivhuse og kældre. Store mængder SO 2 bruges til at fremstille svovlsyre.

Svovloxid (VI) – SÅ 3 (svovlsyreanhydrid)

Svovlsyreanhydrid SO 3 er en farveløs væske, som ved temperaturer under 17 o C bliver til en hvid krystallinsk masse. Absorberer fugt meget godt (hygroskopisk).

Kemiske egenskaber

Syre-base egenskaber

Hvordan et typisk syreoxid, svovlsyreanhydrid, reagerer:

SO 3 + CaO = CaSO 4

c) med vand:

SO 3 + H 2 O = H 2 SO 4

En særlig egenskab ved SO 3 er dens evne til at opløses godt i svovlsyre. En opløsning af SO 3 i svovlsyre kaldes oleum.

Dannelse af oleum: H 2 SO 4 + n SO 3 = H 2 SO 4 ∙ n SO 3

Redox egenskaber

Svovloxid (VI) er karakteriseret ved stærke oxiderende egenskaber (normalt reduceret til SO 2):

3SO3 + H2S = 4SO2 + H2O

Kvittering og brug

Svovlsyreanhydrid dannes ved oxidation af svovldioxid:

2SO2 + O2 = 2SO3

I sin rene form har svovlsyreanhydrid ingen praktisk betydning. Det opnås som et mellemprodukt ved fremstilling af svovlsyre.

H2SO4

Omtale af svovlsyre er først fundet blandt arabiske og europæiske alkymister. Det blev opnået ved calcinering i luft blæksten(FeSO 4 ∙7H 2 O): 2FeSO 4 = Fe 2 O 3 + SO 3 + SO 2 eller en blanding med: 6KNO 3 + 5S = 3K 2 SO 4 + 2SO 3 + 3N 2, og de frigivne svovlsyredampe var kondenseret. Absorberende fugt blev de til oleum. Afhængigt af fremstillingsmetoden blev H 2 SO 4 kaldt olie af vitriol eller svovlolie. I 1595 etablerede alkymisten Andreas Liebavius identiteten af begge stoffer.

I lang tid blev der ikke fundet olie af vitriol bred anvendelse. Interessen for det steg meget efter i 1700-tallet. Processen med at opnå indigokarmin, et stabilt blåt farvestof, fra indigo blev opdaget. Den første fabrik til fremstilling af svovlsyre blev grundlagt nær London i 1736. Processen blev udført i blykamre, i bunden af hvilke vand blev hældt. En smeltet blanding af saltpeter og svovl blev brændt i den øverste del af kammeret, hvorefter luft blev indført i det. Fremgangsmåden blev gentaget, indtil en syre med den nødvendige koncentration blev dannet i bunden af beholderen.

I det 19. århundrede metoden blev forbedret: i stedet for salpeter begyndte de at bruge salpetersyre (det giver, når det nedbrydes i kammeret). For at returnere nitrøse gasser til systemet blev der konstrueret specielle tårne, som gav navnet til hele processen - tårnprocessen. Fabrikker, der opererer efter tårnmetoden, eksisterer stadig i dag.

Svovlsyre er en tung olieagtig væske, farveløs og lugtfri, hygroskopisk; opløses godt i vand. Når koncentreret svovlsyre opløses i vand, frigives en stor mængde varme, så den skal forsigtigt hældes i vandet (og ikke omvendt!), og opløsningen skal blandes.

En opløsning af svovlsyre i vand med et H 2 SO 4 indhold på mindre end 70 % kaldes normalt fortyndet svovlsyre, og en opløsning på mere end 70 % er koncentreret svovlsyre.

Kemiske egenskaber

Syre-base egenskaber

Fortyndet svovlsyre udviser alle de karakteristiske egenskaber stærke syrer. Hun reagerer:

H 2 SO 4 + NaOH = Na 2 SO 4 + 2H 2 O

H2SO4 + BaCl2 = BaSO4 ↓ + 2HCl

Processen med vekselvirkning af Ba 2+ ioner med SO 4 2+ sulfationer fører til dannelsen af et hvidt uopløseligt præcipitat BaSO 4 . Det her kvalitativ reaktion til sulfation.

Redox egenskaber

I fortyndet H 2 SO 4 er oxidationsmidlerne H + ioner, og i koncentreret H 2 SO 4 er oxidationsmidlerne SO 4 2+ sulfationer. SO 4 2+ ioner er stærkere oxidationsmidler end H + ioner (se diagram).

I fortyndet svovlsyre metaller, der er i den elektrokemiske spændingsrække, opløses til brint. I dette tilfælde dannes metalsulfater, og følgende frigives:

Zn + H2SO4 = ZnSO4 + H2

Metaller, der er placeret efter brint i den elektrokemiske spændingsserie, reagerer ikke med fortyndet svovlsyre:

Cu + H2SO4 ≠

Koncentreret svovlsyre er et stærkt oxidationsmiddel, især ved opvarmning. Det oxiderer mange og nogle organiske stoffer.

Når koncentreret svovlsyre interagerer med metaller, der er placeret efter brint i den elektrokemiske spændingsserie (Cu, Ag, Hg), dannes der metalsulfater, såvel som reduktionsproduktet af svovlsyre - SO 2.

Reaktion af svovlsyre med zink

Med mere aktive metaller (Zn, Al, Mg) kan koncentreret svovlsyre reduceres til fri svovlsyre. For eksempel, når svovlsyre reagerer med, afhængigt af koncentrationen af syren, kan forskellige reduktionsprodukter af svovlsyre - SO 2, S, H 2 S - dannes samtidigt:

Zn + 2H 2 SO 4 = ZnSO 4 + SO 2 + 2H 2 O

3Zn + 4H2SO4 = 3ZnSO4 + S↓ + 4H2O

4Zn + 5H2SO4 = 4ZnSO4 + H2S + 4H2O

I kulden passiverer koncentreret svovlsyre nogle metaller, for eksempel og transporteres derfor i jerntanke:

Fe + H2SO4 ≠

Koncentreret svovlsyre oxiderer nogle ikke-metaller (osv.) og reducerer til svovloxid (IV) SO 2:

S + 2H2SO4 = 3S02 + 2H2O

C + 2H2SO4 = 2SO2 + CO2 + 2H2O

Kvittering og brug

I industrien fremstilles svovlsyre ved kontaktmetode. Indhentningsprocessen foregår i tre faser:

Opnåelse af SO 2 ved at riste pyrit:

4FeS 2 + 11O 2 = 2Fe 2 O 3 + 8SO 2

Oxidation af SO 2 til SO 3 i nærværelse af en katalysator – vanadium (V) oxid:

2SO2 + O2 = 2SO3

Opløsning af SO 3 i svovlsyre:

H2SO4+ n SO 3 = H 2 SO 4 ∙ n SO 3

Det resulterende oleum transporteres i jerntanke. Svovlsyre med den nødvendige koncentration opnås fra oleum ved at tilsætte det til vand. Dette kan udtrykkes med et diagram:

H2SO4∙ n SO 3 + H 2 O = H 2 SO 4

Svovlsyre har en række anvendelser i en lang række anvendelser. National økonomi. Det bruges til tørring af gasser, til fremstilling af andre syrer, til fremstilling af gødning, forskellige farvestoffer og medicin.

Svovlsyresalte

De fleste sulfater er meget opløselige i vand (CaSO 4 er svagt opløseligt, PbSO 4 er endnu mindre opløseligt, og BaSO 4 er praktisk talt uopløseligt). Nogle sulfater, der indeholder krystallisationsvand, kaldes vitrioler:

CuSO 4 ∙ 5H 2 O kobbersulfat

FeSO 4 ∙ 7H 2 O jernsulfat

Alle har salte af svovlsyre. Deres forhold til varme er specielt.

Sulfater aktive metaller( , ) nedbrydes ikke selv ved 1000 o C, mens andre (Cu, Al, Fe) nedbrydes ved let opvarmning til metaloxid og SO 3:

CuSO 4 = CuO + SO 3