Оксиды серы. Получение и свойства. Описание геометрического строения

Молекул оксидов методом Гиллеспи. Взаимодействие оксидов серы с во-

Дой. Свойства сернистой и серной кислот. Сульфиты, сульфаты.

Оксид серы IV

SO2 (сернистый ангидрид; сернистый газ)

Физические свойства

Бесцветный газ с резким запахом; хорошо растворим в воде (в 1V H2O растворяется 40V SO2 при н.у.); t°пл. = -75,5°C; t°кип. = -10°С.

Обесцвечивает многие красители, убивает микроорганизмы.

Получение

При сжигании серы в кислороде:

S + O2 ® SO2

Окислением сульфидов:

4FeS2 + 11O2 ® 2Fe2O3 + 8SO2­

Обработкой солей сернистой кислоты минеральными кислотами:

Na2SO3 + 2HCl ® 2NaCl + SO2­ + H2O

При окислении металлов концентрированной серной кислотой:

Cu + 2H2SO4(конц) ® CuSO4 + SO2­ + 2H2O

Химические свойства

Сернистый ангидрид - кислотный оксид. При растворении в воде образуется слабая и неустойчивая сернистая кислота H2SO3 (существует только в водном растворе)

SO2 + H2O « H2SO3 K1® H+ + HSO3- K2® 2H+ + SO32-

H2SO3 образует два ряда солей - средние (сульфиты) и кислые (бисульфиты, гидросульфиты).

Ba(OH)2 + SO2 ® BaSO3?(сульфит бария) + H2O

Ba(OH)2 + 2SO2 ® Ba(HSO3)2(гидросульфит бария)

Реакции окисления (S+4 – 2e ® S+6)

SO2 + Br2 + 2H2O ® H2SO4 + 2HBr

5SO2 + 2KMnO4 + 2H2O ® K2SO4 + 2MnSO4 + 2H2SO4

Водные растворы сульфитов щелочных металлов окисляются на воздухе:

2Na2SO3 + O2 ® 2Na2SO4; 2SO32- + O2 ® 2SO42-

Реакции восстановления (S+4 + 4e ® S0)

SO2 + С –t°® S + СO2

SO2 + 2H2S ® 3S + 2H2O

Оксид серы VI

SO3 (серный ангидрид)

Физические свойства

Бесцветная летучая жидкость, t°пл. = 17°C; t°кип. = 66°С; на воздухе "дымит", сильно поглощает влагу (хранят в запаянных сосудах).

SO3 + H2O ® H2SO4

Твердый SO3 существует в трех модификациях. SO3 хорошо растворяется в 100%-ной серной кислоте, этот раствор называется олеумом.

Получение

1)2SO2 + O2 кат;450°C® 2SO3

2) Fe2(SO4)3 –t°® Fe2O3 + 3SO3­

Химические свойства

Серный ангидрид - кислотный оксид. При растворении в воде дает сильную двухосновную серную кислоту:

SO3 + H2O ® H2SO4 « H+ + HSO4- « 2H+ + SO42-

H2SO4 образует два ряда солей - средние (сульфаты) и кислые (гидросульфаты):

2NaOH + SO3 ® Na2SO4 + H2O

NaOH + SO3 ® NaHSO4

SO3 - сильный окислитель.

Н2SO4 — сильная двухосновная кислота, отвечающая высшей степени окисления серы (+6). При обычных условиях концентрированная серная кислота — тяжёлая маслянистая жидкость без цвета и запаха.Серная кислота — довольно сильный окислитель, особенно при нагревании и в концентрированном виде; окисляет HI и частично HBr до свободных галогенов, углерод до CO2, S — до SO2, окисляет многие металлы (Cu, Hg и др.). При этом серная кислота восстанавливается до SO?, а наиболее сильными восстановителями — до S и H?S. Концентрированная H?SO? частично восстанавливается H?. Из-за чего не может применяться для его сушки. Разбавленная H?SO? взаимодействует со всеми металлами, находящимися в электрохимическом ряду напряжений левее водорода с его выделением. Окислительные свойства для разбавленной H?SO? нехарактерны. Серная кислота образует два ряда солей: средние — сульфаты и кислые — гидросульфаты, а также эфиры. Известны пероксомоносерная (или кислота Каро) H2SO5 и пероксодисерная H2S2O8 кислоты.

H2SO3 — неустойчивая двухосновная кислота средней силы, существует лишь в разбавленных водных растворах (в свободном состоянии не выделена):

SO2 + H2O ? H2SO3 ? H+ + HSO3- ? 2H+ + SO32-.

Кислота средней силы:

H2SO3 <=> H+ + HSO3-, KI = 2·10-2

HSO3- <=> H+ + SO32-, KII = 6·10-8

Растворы H2SO3 всегда имеют резкий специфический запах (похожий на запах зажигающейся спички), обусловленный наличием химически не связанного водой SO2.

Двухосновная кислота, образует два ряда солей: кислые — гидросульфиты (в недостатке щёлочи):

H2SO3 + NaOH = NaHSO3 + H2O

и средние — сульфиты (в избытке щёлочи):

H2SO3+2NaOH=Na2SO3+2H2O

Как и сернистый газ, сернистая кислота и её соли являются сильными восстановителями:

H2SO3+Br2+H2O=H2SO4+2HBr

При взаимодействии с ещё более сильными восстановителями может играть роль окислителя:

H2SO3+2H2S=3S+3H2O

Качественная реакция на сульфит-ионы — обесцвечивание раствора перманганата калия:

5SO3 + 6H+2MnO4=5SO4+2Mn+3H2O

Сульфиты — соли сернистой кислоты H2SO3.Существует два ряда сульфитов: средние (нормальные) общей формулы M2SO3 и кислые (гидросульфиты) общей формулы MHSO3 (М — одновалентный металл).

Средние, за исключением сульфитов щелочных металлов и аммония, малорастворимы в воде, растворяются в присутствии SO2. Из кислых в свободном состоянии выделены лишь гидросульфиты щелочных металлов. Для сульфитов в водном растворе характерны окисление до сульфатов и восстановление до тиосульфатов M2S2O3.

Реакции с повышением степени окисления серы от +4 до +6, например:

Na2SО3 + Сl2 + Н2О = Nа2SО4 + 2 НСl.

Реакции самоокисления-самовосстановления серы возможны и при ее взаимодействии с сульфитами. Так, при кипячении раствора с мелкоизмельченной серой образуется тиосульфат (иногда называют гипосульфит) натрия:

Na2SO3 + S > Na2S2O3.

Таким образом, сернистая кислота и ее соли могут проявлять как окислительные, так и восстановительные свойства

Получают взаимодействием SO2 с гидроокисями или карбонатами соответствующих металлов в водной среде.

Применяются главным образом гидросульфиты — в текстильной промышленности при крашении и печатании (KHSO3, NaHSO3), в бумажной промышленности при получении целлюлозы из древесины [Ca(HSO3)2], в фотографии, в органическом синтезе.

Сульфаты — сернокислые соли, соли серной кислоты H2SO4. Имеются два ряда С.— средние (нормальные) общей формулы Mg2SO4 и кислые (Гидросульфаты) — MHSO4, где М — одновалентный металл.

С. — кристаллические вещества, бесцветные (если катион бесцветен), в большинстве случаев хорошо растворимые в воде. Малорастворимые С. встречаются в виде минералов: гипса CaSO4?2H2O, целестина SrSO4, англезита PbSO4 и др. Практически нерастворимы барит BaSO4 и RaSO4. Кислые С. выделены в твёрдом состоянии лишь для наиболее активных металлов — Na, К и др. Они хорошо растворимы в воде, легко плавятся. Нормальные С. можно получить растворением металлов в H2SO4, действием H2SO4 на окиси, гидроокиси, карбонаты металлов и др. Гидросульфаты получают нагреванием нормальных С. с концентрированной H2SO4:

K2SO4 + H2SO4 = 2KHSO4.

Кристаллогидраты С. некоторых тяжёлых металлов называются купоросами .

Широкое применение во многих отраслях промышленности находят сульфаты природные.