SO2 - oxid de sulf (IV), dioxid de sulf, dioxid de sulf, dioxid de sulf. SO2 - oxid de sulf (IV), dioxid de sulf, dioxid de sulf, dioxid de sulf Exemple de rezolvare a problemelor
DEFINIŢIE
Dioxid de sulf(oxid de sulf (IV), dioxid de sulf) în condiții normale este un gaz incolor cu miros înțepător caracteristic (punctul de topire este (-75,5 o C), punctul de fierbere - (-10,1 o C).
Solubilitatea oxidului de sulf (IV) în apă este foarte mare (în condiții normale, aproximativ 40 de volume de SO 2 per volum de apă). O soluție apoasă de dioxid de sulf se numește acid sulfuros.
Formula chimică a dioxidului de sulf
Formula chimică a dioxidului de sulf- SO 2. Acesta arată că molecula acestei substanțe complexe conține un atom de sulf (Ar = 32 amu) și doi atomi de oxigen (Ar = 16 amu). Folosind formula chimică, puteți calcula greutatea moleculară a dioxidului de sulf:
Mr(SO 2) = Ar(S) + 2×Ar(O) = 32 + 2×16 = 32 + 32 = 64
Formula structurală (grafică) a dioxidului de sulf
Mai evident este formula structurală (grafică) a dioxidului de sulf. Acesta arată modul în care atomii sunt conectați între ei în cadrul unei molecule. Structura moleculei de SO 2 (Fig. 1) este similară cu structura moleculei de ozon O 3 (OO 2), dar molecula se caracterizează printr-o stabilitate termică ridicată.
Orez. 1. Structura moleculei de dioxid de sulf, indicând unghiurile de legătură dintre legături și lungimile legăturilor chimice.
Este obișnuit să se descrie distribuția electronilor într-un atom de-a lungul subnivelurilor energetice numai pentru elemente chimice individuale, dar pentru dioxidul de sulf poate fi prezentată următoarea formulă:
Exemple de rezolvare a problemelor
EXEMPLUL 1
| Exercita | Substanța conține 32,5% sodiu, 22,5% sulf și 45% oxigen. Ieșire formula chimica substante. |
| Soluţie | Fracția de masă a elementului X dintr-o moleculă din compoziția NX se calculează folosind următoarea formulă: ω (X) = n × Ar (X) / M (HX) × 100% Să notăm numărul de moli de elemente incluși în compus ca „x” (sodiu), „y” (sulf) și „z” (oxigen). Apoi, raportul molar va arăta astfel (valori relative mase atomice, preluat din Tabelul periodic de D.I. Mendeleev, rotunjește la numere întregi): x:y:z = ω(Na)/Ar(Na) : ω(S)/Ar(S) : ω(O)/Ar(O); x:y:z= 32,5/23: 22,5/32: 45/16; x:y:z= 1,4: 0,7: 2,8 = 2: 1: 4 Aceasta înseamnă că formula compusului de sodiu, sulf și oxigen va fi Na2SO4. Acesta este sulfat de sodiu. |
| Răspuns | Na2SO4 |
EXEMPLUL 2
| Exercita | Magneziul se combină cu azotul pentru a forma nitrură de magneziu într-un raport de masă de 18:7. Deduceți formula compusului. |
| Soluţie | Pentru a afla în ce fel de relație sunt elemente chimiceîn compoziția moleculei este necesar să se găsească cantitatea lor de substanță. Se știe că pentru a găsi cantitatea de substanță ar trebui să folosiți formula: Vom găsi mase molare magneziu și azot (valorile maselor atomice relative luate din Tabelul periodic al lui D.I. Mendeleev sunt rotunjite la numere întregi). Se știe că M = Mr, ceea ce înseamnă M(Mg) = 24 g/mol și M(N) = 14 g/mol. Apoi, cantitatea de substanță a acestor elemente este egală cu: n (Mg) = m (Mg) / M (Mg); n (Mg) = 18/24 = 0,75 mol n(N) = m(N)/M(N); n(N) = 7/14 = 0,5 mol Să găsim raportul molar: n(Mg) :n(N) = 0,75: 0,5 = 1,5:1 = 3:2, aceste. formula compusului de magneziu cu azot este Mg3N2. |
| Răspuns | Mg3N2 |
Starea de oxidare +4 pentru sulf este destul de stabilă și se manifestă în tetrahalogenuri SHAl 4, oxodihalogenuri SO 2 , dioxid de SO 2 și anionii corespunzători acestora. Ne vom familiariza cu proprietățile dioxidului de sulf și ale acidului sulfuros.
1.11.1. Oxid de sulf (IV) Structura moleculei de so2
Structura moleculei de SO 2 este similară cu structura moleculei de ozon. Atomul de sulf este într-o stare de hibridizare sp 2, forma orbitalilor este un triunghi regulat, iar forma moleculei este unghiulară. Atomul de sulf are o singură pereche de electroni. Lungimea legăturii S–O este de 0,143 nm, iar unghiul de legătură este de 119,5°.
Structura corespunde următoarelor structuri rezonante:
Spre deosebire de ozon, multiplicitatea legăturii S–O este 2, adică contribuția principală este adusă de prima structură de rezonanță. Molecula se caracterizează printr-o stabilitate termică ridicată.
Proprietăți fizice
În condiții normale, dioxidul de sulf sau dioxidul de sulf este un gaz incolor cu un miros ascuțit de sufocare, punctul de topire -75 °C, punctul de fierbere -10 °C. Este foarte solubil în apă la 20 °C, 40 de volume de dioxid de sulf se dizolvă în 1 volum de apă. Gaz toxic.
Proprietățile chimice ale oxidului de sulf (IV).
Dioxidul de sulf este foarte reactiv.
Dioxidul de sulf este un oxid acid. Este destul de solubil în apă pentru a forma hidrați. De asemenea, reacționează parțial cu apa, formând acid sulfuros slab, care nu este izolat în formă individuală:
SO2 + H2O = H2S03 = H + + HSO3- = 2H + + SO32-.
Când dioxid de sulf gazos este trecut printr-o soluție de hidroxid de sodiu, se formează sulfit de sodiu. Sulfitul de sodiu reacţionează cu excesul de dioxid de sulf pentru a forma hidrosulfit de sodiu:
2NaOH + S02 = Na2S03 + H20;
Na2SO3 + SO2 = 2NaHSO3.
Dioxidul de sulf se caracterizează prin dualitate redox, de exemplu, prezintă proprietăți reducătoare și decolorează apa de brom:
S02 + Br2 + 2H20 = H2S04 + 2HBr
și soluție de permanganat de potasiu:
5SO2 + 2KMnO4 + 2H2O = 2KНSO4 + 2MnSO4 + H2SO4.
oxidat de oxigen la anhidridă sulfuric:
2SO 2 + O 2 = 2SO 3.
Prezintă proprietăți oxidante atunci când interacționează cu agenți reducători puternici, de exemplu:
SO2 + 2CO = S + 2CO2 (la 500 °C, în prezenţă de Al2O3);
S02 + 2H2 = S + 2H2O.
Prepararea oxidului de sulf (IV)
Arderea sulfului în aer
S + O2 = SO2.
Oxidarea sulfurilor
4FeS 2 + 11O 2 = 2Fe 2 O 3 + 8SO 2.
Efectul acizilor puternici asupra sulfiților metalici
Na2S03 + 2H2SO4 = 2NaHS04 + H2O + SO2.
1.11.2. Acid sulfuros și sărurile sale
Când dioxidul de sulf este dizolvat în apă, se formează acid sulfuros slab, cea mai mare parte a SO 2 dizolvat este sub formă de SO 2 · H 2 O, la răcire, se eliberează și hidratul cristalin, doar o mică parte din moleculele de acid sulfuros se disociază în ioni de sulfit și hidrosulfit. În stare liberă, acidul nu este eliberat.
Fiind dibazic, formeaza doua tipuri de saruri: medii - sulfiti si acide - hidrosulfiti. Doar sulfiții metalelor alcaline și hidrosulfiții metalelor alcaline și alcalino-pământoase se dizolvă în apă.
Hidrogen sulfurat – H2S
Compuși ai sulfului -2, +4, +6. Reacții calitative la sulfiți, sulfiți, sulfați.
Chitanță la interacțiune:
1. hidrogen cu sulf la t – 300 0
2. când acționează asupra sulfurilor acizilor minerali:
Na2S+2HCI =2 NaCI+H2S
un gaz incolor cu miros de ouă putrezite, otrăvitor, mai greu decât aerul și care se dizolvă în apă pentru a forma acid sulfurat de hidrogen slab.
Proprietăți chimice
Proprietăți acido-bazice
1. O soluție de hidrogen sulfurat în apă - acid hidrosulfurat - este un acid dibazic slab, prin urmare se disociază treptat:
H2S ↔ HS - + H +
HS - ↔ H - + S 2-
2. Acidul hidrogen sulfurat are proprietăți generale acizi, reacționează cu metale, oxizi bazici, baze, săruri:
H2S + Ca = CaS + H2
H2S + CaO = CaS + H2O
H2S + 2NaOH = Na2S + 2H2O
H2S + CuSO4 = CuS↓ + H2SO4
Toate sărurile acide - hidrosulfurile - sunt foarte solubile în apă. Sărurile normale - sulfurile - se dizolvă în apă în moduri diferite: sulfurile metalelor alcaline și alcalino-pământoase sunt foarte solubile, sulfurile altor metale sunt insolubile în apă, iar sulfurile de cupru, plumb, mercur și alte metale grele nu sunt solubile nici măcar în acizi (cu excepția acidului azotic)
CuS+4HNO3 =Cu(NO3)2 +3S+2NO+2H2O
Sulfurile solubile sunt supuse hidrolizei - la anion.
Na 2 S ↔ 2Na + + S 2-
S 2- +HOH ↔HS - +OH -
Na 2 S + H 2 O ↔ NaHS + NaOH
O reacție calitativă la acidul hidrosulfurat și sărurile sale solubile (adică la ionul sulfură S 2-) este interacțiunea lor cu sărurile de plumb solubile, care are ca rezultat formarea unui precipitat de PbS negru.
Na 2 S + Pb(NO 3) 2 = 2NaNO 3 + PbS↓
Pb2+ + S2- = PbS↓
Prezintă numai proprietăți de restaurare, deoarece atomul de sulf are cea mai scăzută stare de oxidare -2
1. cu oxigen
a) cu un dezavantaj
2H2S-2 +O20 = S0 +2H20-2
b) cu exces de oxigen
2H2S+3O2=2SO2+2H2O
2. cu halogeni (decolorarea apei cu brom)
H2S-2+Br2=S0+2HBr-1
3. cu conc. HNO3
H2S+2HNO3 (k) = S+2NO2 +2H2O
b) cu agenți oxidanți puternici (KMnO 4, K 2 CrO 4 c mediu acid)
2KMnO 4 +3H 2 SO 4 +5H 2 S = 5S+2MnSO 4 +K 2 SO 4 +8H 2 O
c) acidul hidrosulfurat este oxidat nu numai de agenții oxidanți puternici, ci și de cei mai slabi, de exemplu, sărurile de fier (III), acidul sulfuros etc.
2FeCl 3 + H 2 S = 2FeCl 2 + S + 2HCl
H2S03 + 2H2S = 3S + 3H2O
Chitanță
1. arderea sulfului în oxigen.
2. arderea hidrogenului sulfurat în exces de O 2
2H2S+3O2 = 2SO2+2H2O
3. oxidarea sulfurilor
2CuS+3O2 = 2SO2 +2CuO
4. interacţiunea sulfiţilor cu acizii
Na 2 SO 3 + H 2 SO 4 =Na 2 SO 4 + SO 2 + H 2 O
5. interacţiunea metalelor din seria de activitate după (H 2) cu conc. H2SO4
Cu+2H2SO4 = CuS04+SO2+2H2O
Proprietăți fizice
Gaz, incolor, cu miros sufocant de sulf ars, otrăvitor, de peste 2 ori mai greu decât aerul, foarte solubil în apă (la temperatura camerei, aproximativ 40 de volume de gaz se dizolvă într-un singur volum).
Proprietăți chimice:
Proprietăți acido-bazice
SO2 este un oxid acid tipic.
1.cu alcalii, formând două tipuri de săruri: sulfiți și hidrosulfiți
2KOH+SO2 = K2SO3 +H2O
KOH+SO2 = KHS03+H2O
2.cu oxizi bazici
K2O+SO2 = K2SO3
3. acid sulfuros slab se formează cu apa
H2O+SO2 = H2SO3
Acidul sulfuros există numai în soluție și este un acid slab.
are toate proprietățile generale ale acizilor.
4. reacţie calitativă la sulfit - ion - SO 3 2 - acţiunea acizilor minerali
Na 2 SO 3 +2HCl= 2Na 2 Cl+SO 2 +H 2 O miros de sulf ars
Proprietăți redox
În ORR poate fi atât un agent oxidant, cât și un agent reducător, deoarece atomul de sulf din SO 2 are o stare intermediară de oxidare de +4.
Ca agent oxidant:
SO2 + 2H2S = 3S + 2H2S
Ca agent reducător:
2SO2 +O2 = 2SO3
CI2 +S02 +2H20 = H2S04 +2HCI
2KMnO 4 +5SO 2 +2H 2 O = K 2 SO 4 +2H 2 SO 4 +2MnSO 4
Oxid de sulf (VI) SO3 (anhidridă sulfurică)
Chitanță:
Oxidarea dioxidului de sulf
2SO 2 + O 2 = 2SO 3 ( t 0 , kat)
Proprietăți fizice
Un lichid incolor, la temperaturi sub 17 0 C se transformă într-o masă cristalină albă. Compus instabil termic, se descompune complet la 700 0 C. Este foarte solubil în apă și acid sulfuric anhidru și reacționează cu acesta pentru a forma oleum
SO3 + H2SO4 = H2S2O7
Proprietăți chimice
Proprietăți acido-bazice
Oxid acid tipic.
1.cu alcalii, formând două tipuri de săruri: sulfați și hidrosulfați
2KOH+SO3 = K2SO4+H2O
KOH+SO3 = KHS04+H2O
2.cu oxizi bazici
CaO+SO2 = CaSO4
3. cu apă
H2O + SO3 = H2SO4
Proprietăți redox
Oxidul de sulf (VI) este un agent oxidant puternic, de obicei redus la SO2
3SO3 + H2S = 4SO2 + H2O
Acid sulfuric H2SO4
Prepararea acidului sulfuric
În industrie, acidul este produs prin metoda contactului:
1. arderea piritei
4FeS 2 +11O 2 = 2Fe 2 O 3 + 8SO 2
2. oxidarea SO 2 la SO 3
2SO 2 + O 2 = 2SO 3 ( t 0 , kat)
3. dizolvarea SO 3 în acid sulfuric
n SO 3 + H 2 SO 4 = H 2 SO 4 ∙ n SO 3 (oleum)
H2SO4∙ n SO3 + H2O = H2SO4
Proprietăți fizice
H2SO4 este un lichid uleios greu, inodor și incolor, higroscopic. Se amestecă cu apă în orice raport, atunci când acidul sulfuric concentrat este dizolvat în apă, se eliberează o cantitate mare de căldură, deci trebuie turnată cu grijă în apă și nu invers (întâi apă, apoi acid, altfel se vor întâmpla mari probleme)
O soluție de acid sulfuric în apă cu un conținut de H 2 SO 4 mai mic de 70% se numește de obicei acid sulfuric diluat, mai mult de 70% - concentrat.
Proprietăți chimice
Acido-bazic
Diluat acid sulfuric prezintă toate proprietățile caracteristice acizilor puternici. ÎN soluție apoasă disociază:
H 2 SO 4 ↔ 2H + + SO 4 2-
1. cu oxizi bazici
MgO + H2S04 = MgS04 + H20
2. cu temeiuri
2NaOH +H2S04 = Na2S04 + 2H2O
3. cu săruri
BaCI2 + H2S04 = BaS04↓ + 2HCI
Ba 2+ + SO 4 2- = BaSO 4 ↓ (precipitat alb)
Reacție calitativă la ionul sulfat SO 4 2-
Multumesc mai mult temperatură ridicată fierberea, în comparație cu alți acizi, acidul sulfuric, atunci când este încălzit, îi înlocuiește din săruri:
NaCI + H2S04 = HCI + NaHS04
Proprietăți redox
În H 2 SO 4 diluat agenţii de oxidare sunt ioni de H +, iar în H 2 SO 4 concentrat agenţii de oxidare sunt ioni de SO 4 2 sulfat.
Metalele din seria de activitate până la hidrogen se dizolvă în acid sulfuric diluat, se formează sulfați și se eliberează hidrogen
Zn + H2S04 = ZnS04 + H2
Acidul sulfuric concentrat este un agent oxidant puternic, mai ales atunci când este încălzit. Oxidează multe metale, nemetale, substanțe anorganice și organice.
H2S04 (k) agent de oxidare S +6
Cu metale mai active, acidul sulfuric, în funcție de concentrație, poate fi redus la o varietate de produse
Zn + 2H 2 SO 4 = 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
Acidul sulfuric concentrat oxidează unele nemetale (sulf, carbon, fosfor etc.), reducându-se la oxid de sulf (IV)
S + 2H2S04 = 3S02 + 2H2O
C + 2H2SO4 = 2SO2 + CO2 + 2H2O
Interacțiunea cu unele substanțe complexe
H2SO4 + 8HI = 4I2 + H2S + 4H2O
H2S04 + 2HBr = Br2 + SO2 + 2H2O
Săruri de acid sulfuric
2 tipuri de săruri: sulfați și hidrosulfați
Sărurile acidului sulfuric au toate proprietățile generale ale sărurilor. Relația lor cu căldura este specială. Sulfații metalelor active (Na, K, Ba) nu se descompun chiar dacă sunt încălziți peste 1000 0 C, sărurile metalelor mai puțin active (Al, Fe, Cu) se descompun chiar și cu o încălzire ușoară.
Oxidul de sulf (dioxid de sulf, dioxid de sulf, dioxid de sulf) este un gaz incolor care, în condiții normale, are un miros caracteristic ascuțit (asemănător cu mirosul unui chibrit ars). Se lichefiază sub presiune la temperatura camerei. Dioxidul de sulf este solubil în apă și se formează acid sulfuric instabil. Această substanță este, de asemenea, solubilă în acid sulfuric și etanol. Aceasta este una dintre componentele principale care formează gazele vulcanice.
1. Dioxidul de sulf se dizolvă în apă, rezultând acid sulfuros. În condiții normale această reacție reversibil.
SO2 (dioxid de sulf) + H2O (apă) = H2SO3 (acid sulfuros).
2. Cu alcalii, dioxidul de sulf formează sulfiți. De exemplu: 2NaOH (hidroxid de sodiu) + SO2 (dioxid de sulf) = Na2SO3 (sulfit de sodiu) + H2O (apă).
3. Activitatea chimică a dioxidului de sulf este destul de mare. Proprietățile reducătoare ale dioxidului de sulf sunt cele mai pronunțate. În astfel de reacții, starea de oxidare a sulfului crește. De exemplu: 1) SO2 (dioxid de sulf) + Br2 (brom) + 2H2O (apă) = H2SO4 (acid sulfuric) + 2HBr (bromură de hidrogen); 2) 2SO2 (dioxid de sulf) + O2 (oxigen) = 2SO3 (sulfit); 3) 5SO2 (dioxid de sulf) + 2KMnO4 (permanganat de potasiu) + 2H2O (apă) = 2H2SO4 (acid sulfuric) + 2MnSO4 (sulfat de mangan) + K2SO4 (sulfat de potasiu).
Ultima reacție este un exemplu reacție calitativă pe SO2 și SO3. Soluția devine violet la culoare.)
4. În prezența agenților reducători puternici, dioxidul de sulf poate prezenta proprietăți oxidante. De exemplu, pentru extragerea sulfului din gazele de eșapament în industria metalurgică se utilizează reducerea dioxidului de sulf cu monoxid de carbon (CO): SO2 (dioxid de sulf) + 2CO (monoxid de carbon) = 2CO2 + S (sulf).
De asemenea, proprietățile oxidante ale acestei substanțe sunt folosite pentru a obține acid fosforic: PH3 (fosfină) + SO2 (dioxid de sulf) = H3PO2 (acid fosforic) + S (sulf).
Unde se folosește dioxidul de sulf?
Dioxidul de sulf este folosit în principal pentru a produce acid sulfuric. De asemenea, este utilizat în producția de băuturi cu conținut scăzut de alcool (vin și alte băuturi cu preț mediu). Datorită proprietății acestui gaz de a ucide diferite microorganisme, este folosit pentru a fumiga depozite și magazine de legume. În plus, oxidul de sulf este folosit pentru a înălbi lâna, mătasea și paiele (acele materiale care nu pot fi albite cu clor). În laboratoare, dioxidul de sulf este folosit ca solvent și pentru a obține diferite săruri de dioxid de sulf.
Efecte fiziologice
Dioxidul de sulf are proprietăți toxice puternice. Simptomele otrăvirii sunt tuse, secreții nazale, răgușeală, un gust deosebit în gură și o durere severă în gât. Inhalarea dioxidului de sulf în concentrații mari provoacă dificultăți la înghițire și sufocare, tulburări de vorbire, greață și vărsături și este posibilă dezvoltarea edemului pulmonar acut.
MPC al dioxidului de sulf:
- interior - 10 mg/m³;
- medie zilnică maximă o singură dată în aerul atmosferic - 0,05 mg/m³.
Sensibilitatea la dioxidul de sulf variază între indivizi, plante și animale. De exemplu, dintre copaci cei mai rezistenti sunt stejarul si mesteacanul, iar cei mai putin rezistenti sunt molidul si pinul.
