Dióxido de azufre: propiedades físicas, producción y aplicación. Óxido de azufre (IV) y ácido sulfuroso
El óxido de azufre (IV) exhibe propiedades.
1) solo óxido básico
2) óxido anfótero
3) óxido de ácido
4) óxido que no forma sales
Respuesta: 3
Explicación:
El óxido de azufre (IV) SO2 es un óxido ácido (óxido no metálico) en el que el azufre tiene una carga de +4. Este óxido forma sales de ácido sulfuroso con H 2 SO 3 y, al interactuar con el agua, forma el propio ácido sulfuroso, H 2 SO 3.
Los óxidos que no forman sales (óxidos que no presentan propiedades ácidas, básicas o anfóteras y no forman sales) incluyen NO, SiO, N2O (óxido nitroso) y CO.
Los óxidos básicos son óxidos metálicos en estados de oxidación +1, +2. Estos incluyen óxidos metálicos del subgrupo principal del primer grupo (metales alcalinos) Li-Fr, óxidos metálicos del subgrupo principal del segundo grupo (Mg y metales alcalinotérreos) Mg-Ra y óxidos de metales de transición en estados de oxidación más bajos.
Los óxidos anfóteros son óxidos formadores de sales que, según las condiciones, exhiben propiedades básicas o ácidas (es decir, exhiben anfotericidad). Formado por metales de transición. metales en óxidos anfóteros suelen presentar un estado de oxidación de +3 a +4, a excepción de ZnO, BeO, SnO, PbO.
Los óxidos ácidos y básicos son respectivamente
2) CO 2 y Al 2 O 3
Respuesta 1
Explicación:
Los óxidos ácidos son óxidos que exhiben propiedades ácidas y forman los correspondientes ácidos que contienen oxígeno. De la lista presentada, estos incluyen: SO 2, SO 3 y CO 2. Al interactuar con el agua forman los siguientes ácidos:
SO 2 + H 2 O = H 2 SO 3 (ácido sulfuroso)
SO 3 + H 2 O = H 2 SO 4 ( ácido sulfúrico)
CO 2 + H 2 O = H 2 CO 3 (ácido carbónico)
Los óxidos básicos son óxidos metálicos en estados de oxidación +1, +2. Estos incluyen óxidos metálicos del subgrupo principal del primer grupo (metales alcalinos) Li-Fr, óxidos metálicos del subgrupo principal del segundo grupo (Mg y metales alcalinotérreos) Mg-Ra y óxidos de metales de transición en estados de oxidación más bajos. De la lista presentada, los principales óxidos incluyen: MgO, FeO.
Los óxidos anfóteros son óxidos formadores de sales que, dependiendo de las condiciones, exhiben propiedades básicas o ácidas (es decir, exhiben anfotericidad). Formado por metales de transición. Los metales en óxidos anfóteros suelen presentar un estado de oxidación de +3 a +4, a excepción de ZnO, BeO, SnO, PbO. De la lista presentada, los óxidos anfóteros incluyen: Al 2 O 3, ZnO.
El óxido de azufre (VI) reacciona con cada una de dos sustancias:
1) agua y ácido clorhídrico
2) oxígeno y óxido de magnesio
3) óxido de calcio e hidróxido de sodio
Respuesta: 3
Explicación:
El óxido de azufre (VI) SO 3 (estado de oxidación del azufre +6) es un óxido ácido que reacciona con el agua para formar el correspondiente ácido sulfúrico H 2 SO 4 (el estado de oxidación del azufre también es +6):
SO 3 + H 2 O = H 2 SO 4
Como óxido ácido, el SO 3 no interactúa con los ácidos, es decir, la reacción no ocurre con el HCl.
Azufre en objetos expuestos SO 3 el grado más alto oxidación +6 (igual al número de grupo del elemento), por lo tanto, SO 3 no reacciona con el oxígeno (el oxígeno no oxida el azufre en el estado de oxidación +6).
Con el óxido principal MgO se forma la sal correspondiente: sulfato de magnesio MgSO 4:
MgO + SO 3 = MgSO 4
Dado que el óxido SO3 es ácido, reacciona con óxidos básicos y bases para formar las sales correspondientes:
MgO + SO 3 = MgSO 4
NaOH + SO 3 = NaHSO 4 o 2NaOH +SO 3 = Na 2 SO 4 + H 2 O
Como se señaló anteriormente, el SO 3 reacciona con el agua para formar ácido sulfúrico.
CuSO 3 no interactúa con el metal de transición.
El monóxido de carbono (IV) reacciona con cada una de dos sustancias:
1) agua y óxido de calcio
2) oxígeno y óxido de azufre (IV)
3) sulfato de potasio e hidróxido de sodio
4) ácido fosfórico e hidrógeno
Respuesta 1
Explicación:
El monóxido de carbono (IV) CO 2 es un óxido ácido, por lo que reacciona con el agua para formar ácido carbónico inestable H 2 CO 3 y con óxido de calcio para formar carbonato de calcio CaCO 3:
CO 2 + H 2 O = H 2 CO 3
CO 2 + CaO = CaCO 3
El dióxido de carbono CO 2 no reacciona con el oxígeno, ya que el oxígeno no puede oxidar un elemento en el estado de oxidación más alto (para el carbono es +4 según el número del grupo en el que se encuentra).
La reacción no ocurre con el óxido de azufre (IV) SO 2, ya que, al ser un óxido ácido, el CO 2 no interactúa con el óxido, que también tiene propiedades ácidas.
El dióxido de carbono CO 2 no reacciona con las sales (por ejemplo, con sulfato de potasio K 2 SO 4), pero interactúa con los álcalis, ya que tiene propiedades básicas. La reacción transcurre con la formación de una sal ácida o moderada, según el exceso o deficiencia de reactivos:
NaOH + CO 2 = NaHCO 3 o 2NaOH + CO 2 = Na 2 CO 3 + H 2 O
El CO2, al ser un óxido ácido, no reacciona ni con óxidos ácidos ni con ácidos, por lo que la reacción entre dióxido de carbono y el ácido fosfórico H 3 PO 4 no se produce.
El CO 2 se reduce mediante hidrógeno a metano y agua:
CO2 + 4H2 = CH4 + 2H2O
Las principales propiedades las exhibe el óxido más alto del elemento.
Respuesta: 3
Explicación:
Las principales propiedades las exhiben los óxidos básicos: óxidos metálicos en los estados de oxidación +1 y +2. Éstas incluyen:
De las opciones presentadas, solo el óxido de bario BaO pertenece a los óxidos principales. Todos los demás óxidos de azufre, nitrógeno y carbono son ácidos o no forman sales: CO, NO, N2O.
Los óxidos metálicos con un estado de oxidación de + 6 y superior son
1) no formador de sal
2) principal
3) anfótero
Respuesta: 4
Explicación:
- — óxidos metálicos del subgrupo principal del primer grupo (metales alcalinos) Li – Fr;
- — óxidos metálicos del subgrupo principal del segundo grupo (Mg y metales alcalinotérreos) Mg – Ra;
- — óxidos de metales de transición en estados de oxidación inferiores.
Los óxidos ácidos (anhídridos) son óxidos que presentan propiedades ácidas y forman los correspondientes ácidos que contienen oxígeno. Formado por no metales típicos y algunos elementos de transición. Los elementos de los óxidos ácidos suelen presentar estados de oxidación que oscilan entre +4 y +7. En consecuencia, el óxido metálico en el estado de oxidación +6 tiene propiedades ácidas.
Las propiedades ácidas las exhibe un óxido cuya fórmula es
Respuesta 1
Explicación:
Los óxidos ácidos (anhídridos) son óxidos que presentan propiedades ácidas y forman los correspondientes ácidos que contienen oxígeno. Formado por no metales típicos y algunos elementos de transición. Los elementos de los óxidos ácidos suelen presentar estados de oxidación que oscilan entre +4 y +7. En consecuencia, el óxido de silicio SiO 2 con una carga de silicio de +6 tiene propiedades ácidas.
Los óxidos que no forman sales son N 2 O, NO, SiO, CO. El CO es un óxido que no forma sales.
Los óxidos básicos son óxidos metálicos en los estados de oxidación +1 y +2. Éstas incluyen:
— óxidos metálicos del subgrupo principal del primer grupo (metales alcalinos) Li – Fr;
— óxidos metálicos del subgrupo principal del segundo grupo (Mg y metales alcalinotérreos) Mg – Ra;
— óxidos de metales de transición en estados de oxidación inferiores.
BaO pertenece a los óxidos básicos.
Los óxidos anfóteros son óxidos formadores de sales que, según las condiciones, exhiben propiedades básicas o ácidas (es decir, exhiben anfotericidad). Formado por metales de transición. Los metales en óxidos anfóteros suelen presentar un estado de oxidación de +3 a +4, a excepción de ZnO, BeO, SnO, PbO. El óxido de aluminio Al 2 O 3 también es un óxido anfótero.
El estado de oxidación del cromo en sus compuestos anfóteros es igual a
Respuesta: 3
Explicación:
El cromo es un elemento del subgrupo secundario del sexto grupo del cuarto período. Se caracteriza por estados de oxidación de 0, +2, +3, +4, +6. El estado de oxidación +2 corresponde al óxido de CrO, que tiene propiedades básicas. El estado de oxidación +3 corresponde al óxido anfótero Cr 2 O 3 y al hidróxido Cr(OH) 3. Este es el estado de oxidación más estable del cromo. El estado de oxidación +6 corresponde al óxido ácido de cromo (VI) CrO 3 y a varios ácidos, los más simples de los cuales son el H 2 CrO 4 crómico y el H 2 Cr 2 O 7 dicrómico.
Los óxidos anfóteros incluyen
Respuesta: 3
Explicación:
Los óxidos anfóteros son óxidos formadores de sales que, según las condiciones, exhiben propiedades básicas o ácidas (es decir, exhiben anfotericidad). Formado por metales de transición. Los metales en óxidos anfóteros suelen presentar un estado de oxidación de +3 a +4, a excepción de ZnO, BeO, SnO, PbO. El ZnO es un óxido anfótero.
Los óxidos que no forman sales son N 2 O, NO, SiO, CO.
Los óxidos básicos son óxidos metálicos en los estados de oxidación +1 y +2. Éstas incluyen:
— óxidos metálicos del subgrupo principal del primer grupo (metales alcalinos) Li – Fr (el óxido de potasio K 2 O pertenece a este grupo);
— óxidos metálicos del subgrupo principal del segundo grupo (Mg y metales alcalinotérreos) Mg – Ra;
— óxidos de metales de transición en estados de oxidación inferiores.
Los óxidos ácidos (anhídridos) son óxidos que presentan propiedades ácidas y forman los correspondientes ácidos que contienen oxígeno. Formado por no metales típicos y algunos elementos de transición. Los elementos de los óxidos ácidos suelen presentar estados de oxidación que oscilan entre +4 y +7. Por tanto, el SO 3 es un óxido ácido, correspondiente al ácido sulfúrico H 2 SO 4.
7FDBA3¿Cuáles de las siguientes afirmaciones son verdaderas?
A. Los óxidos básicos son óxidos a los que corresponden las bases.
B. Sólo los metales forman óxidos básicos.
1) sólo A es correcta
2) sólo B es correcto
3) ambas afirmaciones son verdaderas
4) ambas afirmaciones son incorrectas
Respuesta: 3
Explicación:
Los óxidos básicos son óxidos metálicos en los estados de oxidación +1 y +2. Éstas incluyen:
— óxidos metálicos del subgrupo principal del primer grupo (metales alcalinos) Li – Fr;
— óxidos metálicos del subgrupo principal del segundo grupo (Mg y metales alcalinotérreos) Mg – Ra;
— óxidos de metales de transición en estados de oxidación inferiores.
Las bases corresponden a óxidos básicos como hidróxidos.
Ambas afirmaciones son ciertas.
con agua en condiciones normales reacciona
1) óxido nítrico (II)
2) óxido de hierro (II)
3) óxido de hierro (III)
Respuesta: 4
Explicación:
El óxido nítrico (II) NO es un óxido que no forma sales y, por lo tanto, no reacciona con agua ni bases.
El óxido de hierro (II) FeO es un óxido básico insoluble en agua. No reacciona con el agua.
El óxido de hierro (III) Fe 2 O 3 es un óxido anfótero, insoluble en agua. Tampoco reacciona con el agua.
El óxido de nitrógeno (IV) NO 2 es un óxido ácido y reacciona con el agua para formar ácidos nítrico (HNO 3 ; N +5) y nitroso (HNO 2 ; N +3):
2NO2 + H2O = HNO3 + HNO2
En la lista de sustancias: ZnO, FeO, CrO 3, CaO, Al 2 O 3, Na 2 O, Cr 2 O 3.
el número de óxidos principales es igual a
Respuesta: 3
Explicación:
Los óxidos básicos son óxidos metálicos en los estados de oxidación +1 y +2. Éstas incluyen:
- — óxidos metálicos del subgrupo principal del primer grupo (metales alcalinos) Li – Fr;
- — óxidos metálicos del subgrupo principal del segundo grupo (Mg y metales alcalinotérreos) Mg – Ra;
- — óxidos de metales de transición en estados de oxidación inferiores.
De las opciones propuestas, el grupo de óxidos principales incluye FeO, CaO, Na 2 O.
Los óxidos anfóteros son óxidos formadores de sales que, según las condiciones, exhiben propiedades básicas o ácidas (es decir, exhiben anfotericidad). Formado por metales de transición. Los metales en óxidos anfóteros suelen presentar un estado de oxidación de +3 a +4, a excepción de ZnO, BeO, SnO, PbO.
Los óxidos anfóteros incluyen ZnO, Al 2 O 3, Cr 2 O 3.
Los óxidos ácidos (anhídridos) son óxidos que presentan propiedades ácidas y forman los correspondientes ácidos que contienen oxígeno. Formado por no metales típicos y algunos elementos de transición. Los elementos de los óxidos ácidos suelen presentar estados de oxidación que oscilan entre +4 y +7. Por tanto, CrO 3 es un óxido ácido correspondiente al ácido crómico H 2 CrO 4 .
382482El óxido de potasio reacciona con
Respuesta: 3
Explicación:
El óxido de potasio (K 2 O) es un óxido básico. Como óxido básico, el K 2 O puede interactuar con óxidos anfóteros, porque con óxidos que presentan propiedades tanto ácidas como básicas (ZnO). El ZnO es un óxido anfótero. No reacciona con óxidos básicos (CaO, MgO, Li 2 O).
La reacción procede de la siguiente manera:
K 2 O + ZnO = K 2 ZnO 2
Los óxidos básicos son óxidos metálicos en los estados de oxidación +1 y +2. Éstas incluyen:
— óxidos metálicos del subgrupo principal del primer grupo (metales alcalinos) Li – Fr;
— óxidos metálicos del subgrupo principal del segundo grupo (Mg y metales alcalinotérreos) Mg – Ra;
— óxidos de metales de transición en estados de oxidación inferiores.
Los óxidos anfóteros son óxidos formadores de sales que, dependiendo de las condiciones, exhiben propiedades básicas o ácidas (es decir, exhiben anfotericidad). Formado por metales de transición. Los metales en óxidos anfóteros suelen presentar un estado de oxidación de +3 a +4, a excepción de ZnO, BeO, SnO, PbO.
Además, existen óxidos que no forman sales N 2 O, NO, SiO, CO. Los óxidos que no forman sales son óxidos que no presentan propiedades ácidas, básicas o anfóteras y no forman sales.
El óxido de silicio (IV) reacciona con cada una de las dos sustancias.
2) H 2 SO 4 y BaCl 2
Respuesta: 3
Explicación:
El óxido de silicio (SiO 2) es un óxido ácido, por lo que reacciona con álcalis y óxidos básicos:
SiO 2 + 2NaOH → Na 2 SiO 3 + H 2 O
El estado de oxidación +4 del azufre es bastante estable y se manifiesta en tetrahaluros de SHal 4, oxodihaluros de SOHal 2, dióxido de SO 2 y sus aniones correspondientes. Nos familiarizaremos con las propiedades del dióxido de azufre y el ácido sulfuroso.
1.11.1. Óxido de azufre (IV) Estructura de la molécula de so2
La estructura de la molécula de SO 2 es similar a la estructura de la molécula de ozono. El átomo de azufre se encuentra en un estado de hibridación sp 2, la forma de los orbitales es un triángulo regular y la forma de la molécula es angular. El átomo de azufre tiene un par de electrones solitarios. La longitud del enlace S – O es de 0,143 nm y el ángulo del enlace es de 119,5°.
La estructura corresponde a las siguientes estructuras resonantes:
A diferencia del ozono, la multiplicidad del enlace S-O es 2, es decir, la principal contribución la realiza la primera estructura de resonancia. La molécula se caracteriza por una alta estabilidad térmica.
Propiedades físicas
En condiciones normales, el dióxido de azufre o dióxido de azufre es un gas incoloro con un fuerte olor sofocante, punto de fusión -75 °C, punto de ebullición -10 °C. Es muy soluble en agua; a 20 °C, se disuelven 40 volúmenes de dióxido de azufre en 1 volumen de agua. Gas toxico.
Propiedades químicas del óxido de azufre (IV)
El dióxido de azufre es muy reactivo. El dióxido de azufre es un óxido ácido. Es bastante soluble en agua para formar hidratos. También reacciona parcialmente con el agua, formando ácido sulfuroso débil, que no se libera individualmente:
SO 2 + H 2 O = H 2 SO 3 = H + + HSO 3 - = 2H + + SO 3 2- .
Como resultado de la disociación, se forman protones, por lo que la solución tiene un ambiente ácido.
Cuando se hace pasar gas dióxido de azufre a través de una solución de hidróxido de sodio, se forma sulfito de sodio. El sulfito de sodio reacciona con el exceso de dióxido de azufre para formar hidrosulfito de sodio:
2NaOH + SO 2 = Na 2 SO 3 + H 2 O;
Na 2 SO 3 + SO 2 = 2NaHSO 3.
El dióxido de azufre se caracteriza por la dualidad redox, por ejemplo, presenta propiedades reductoras y decolora el agua con bromo:
SO 2 + Br 2 + 2H 2 O = H 2 SO 4 + 2HBr
y solución de permanganato de potasio:
5SO 2 + 2KMnO 4 + 2H 2 O = 2KНSO 4 + 2MnSO 4 + H 2 SO 4.
oxidado por oxígeno a anhídrido sulfúrico:
2SO 2 + O 2 = 2SO 3.
Presenta propiedades oxidantes al interactuar con agentes reductores fuertes, por ejemplo:
SO 2 + 2CO = S + 2CO 2 (a 500 °C, en presencia de Al 2 O 3);
SO 2 + 2H 2 = S + 2H 2 O.
Preparación de óxido de azufre (IV)
Combustión de azufre en el aire.
S + O 2 = ASI 2.
Oxidación de sulfuros
4FeS 2 + 11O 2 = 2Fe 2 O 3 + 8SO 2.
Efecto de los ácidos fuertes sobre los sulfitos metálicos.
Na 2 SO 3 + 2H 2 SO 4 = 2NaHSO 4 + H 2 O + SO 2.
1.11.2. Ácido sulfuroso y sus sales.
Cuando el dióxido de azufre se disuelve en agua, se forma ácido sulfuroso débil, la mayor parte del SO 2 disuelto está en forma hidratada SO 2·H 2 O, al enfriarse también se libera hidrato cristalino, solo una pequeña parte del; Las moléculas de ácido sulfuroso se disocian en iones sulfito e hidrosulfito. En estado libre, el ácido no se libera.
Al ser dibásico, forma dos tipos de sales: medias - sulfitos y ácidas - hidrosulfitos. Sólo los sulfitos de metales alcalinos y los hidrosulfitos de metales alcalinos y alcalinotérreos se disuelven en agua.
Estructura de la molécula de SO2
La estructura de la molécula de SO2 es similar a la estructura de la molécula de ozono. El átomo de azufre se encuentra en estado de hibridación sp2, la forma de los orbitales es un triángulo regular y la forma de la molécula es angular. El átomo de azufre tiene un par de electrones solitario. La longitud del enlace S – O es de 0,143 nm y el ángulo del enlace es de 119,5°.
La estructura corresponde a las siguientes estructuras resonantes:
A diferencia del ozono, la multiplicidad del enlace S-O es 2, es decir, la principal contribución la realiza la primera estructura de resonancia. La molécula se caracteriza por una alta estabilidad térmica.
Compuestos de azufre +4: exhiben dualidad redox, pero con predominio de propiedades reductoras.
1. Interacción del SO2 con el oxígeno
2S+4O2 + O2S+6O
2. Cuando el SO2 pasa a través del ácido sulfhídrico, se forma azufre.
S+4O2 + 2H2S-2 → 3So + 2 H2O
4 S+4 + 4 → Entonces 1 - agente oxidante (reducción)
S-2 - 2 → Entonces 2 - agente reductor (oxidación)
3. El oxígeno atmosférico oxida lentamente el ácido sulfuroso en ácido sulfúrico.
2H2S+4O3 + 2O → 2H2S+6O
4 S+4 - 2 → S+6 2 - agente reductor (oxidación)
O + 4 → 2O-2 1 - agente oxidante (reducción)
Recibo:
1) óxido de azufre (IV) en la industria:
combustión de azufre:
cocción de pirita:
4FeS2 + 11O2 = 2Fe2O3
en el laboratorio:
Na2SO3 + H2SO4 = Na2SO4 + SO2 + H2O
Dióxido de azufre, que previene la fermentación, facilita la deposición de contaminantes, restos de tejido de uva con microflora patógena y permite realizar la fermentación alcohólica utilizando cultivos puros de levadura para aumentar el rendimiento de alcohol etílico y mejorar la composición de otros productos de fermentación alcohólica.
Por tanto, el papel del dióxido de azufre no se limita a acciones antisépticas que mejoran el medio ambiente, sino que también se extiende a mejorar condiciones tecnológicas Fermentación y almacenamiento del vino.
Estas condiciones son uso correcto El dióxido de azufre (limitando la dosis y el tiempo de contacto con el aire) conduce a un aumento de la calidad de los vinos y jugos, su aroma, sabor, así como la transparencia y el color, propiedades asociadas con la resistencia del vino y los jugos a la turbidez.
El dióxido de azufre es el contaminante del aire más común. Todas las centrales eléctricas lo liberan cuando queman combustibles fósiles. El dióxido de azufre también puede ser emitido por empresas de la industria metalúrgica (fuente: carbones de coque), así como por las zonas cercanas. producción química(por ejemplo, producción de ácido sulfúrico). Se forma durante la descomposición de aminoácidos que contienen azufre que formaban parte de las proteínas de las plantas antiguas que formaban depósitos de carbón, petróleo y esquisto bituminoso.
Encuentra la aplicación en la industria del blanqueo diversos productos: tela, seda, pulpa de papel, plumas, paja, cera, cerdas, crin, productos alimenticios, para la desinfección de frutas y conservas, etc. Como subproducto, se forma dióxido de carbono que se libera al aire de las áreas de trabajo. en varias industrias: ácido sulfúrico, celulosa, durante la tostación de minerales que contienen metales azufrados, en salas de decapado en fábricas de metales, en la producción de vidrio, ultramar, etc., muy a menudo el azufre está contenido en el aire de las salas de calderas y en las cenizas. Habitaciones donde se forma durante la combustión carbones que contienen azufre.
Cuando se disuelve en agua, es débil e inestable. ácido sulfuroso H2SO3 (existe sólo en solución acuosa)
SO2 + H2O ↔ H2SO3
El ácido sulfuroso se disocia paso a paso:
H2SO3 ↔ H+ + HSO3- (primer paso, se forma el anión hidrosulfito)
HSO3- ↔ H+ + SO32- (segunda etapa, se forma anión sulfito)
H2SO3 forma dos series de sales: medias (sulfitos) y ácidas (hidrosulfitos).
Una reacción cualitativa a las sales de ácido sulfuroso es la interacción de la sal con un ácido fuerte, que libera gas SO2 con un olor acre:
Na2SO3 + 2HCl → 2NaCl + SO2 + H2O 2H+ + SO32- → SO2 + H2O
4.doc
Azufre. Sulfuro de hidrógeno, sulfuros, hidrosulfuros. Óxidos de azufre (IV) y (VI). Ácidos sulfuroso y sulfúrico y sus sales. Ésteres de ácido sulfúrico. Tiosulfato de sodio
4.1. Azufre
El azufre es uno de los pocos elementos químicos que la gente utiliza desde hace varios milenios. Está muy extendido en la naturaleza y se encuentra tanto en estado libre (azufre nativo) como en compuestos. Los minerales que contienen azufre se pueden dividir en dos grupos: sulfuros (piritas, lustres, blenda) y sulfatos. azufre nativo en grandes cantidades Se encuentra en Italia (isla de Sicilia) y Estados Unidos. En la CEI hay depósitos de azufre nativo en la región del Volga, en los estados Asia Central, en Crimea y otras zonas.
Los minerales del primer grupo incluyen brillo de plomo PbS, brillo de cobre Cu 2 S, brillo de plata - Ag 2 S, blenda de zinc - ZnS, blenda de cadmio - CdS, pirita o pirita de hierro - FeS 2, calcopirita - CuFeS 2, cinabrio - HgS.
Los minerales del segundo grupo incluyen yeso CaSO 4 · 2H 2 O, mirabilita (sal de Glauber) - Na 2 SO 4 · 10H 2 O, kieserita - MgSO 4 H 2 O.
El azufre se encuentra en los cuerpos de animales y plantas, ya que forma parte de las moléculas de proteínas. Los compuestos orgánicos de azufre se encuentran en el petróleo.
Recibo
1. Cuando se obtiene azufre a partir de compuestos naturales, por ejemplo de piritas de azufre, se calienta a altas temperaturas. La pirita de azufre se descompone para formar sulfuro de hierro (II) y azufre:
2. El azufre se puede obtener por oxidación de sulfuro de hidrógeno con falta de oxígeno según la reacción:
2H2S+O2 =2S+2H2O
3. Actualmente, es habitual obtener azufre reduciendo el dióxido de azufre SO2 con carbono, un subproducto de la fundición de metales a partir de minerales de azufre:
SO 2 +C = CO 2 +S
4. Los gases de escape de los hornos metalúrgicos y de coque contienen una mezcla de dióxido de azufre y sulfuro de hidrógeno. Esta mezcla se pasa a alta temperatura sobre un catalizador:
H2S+SO2 =2H2O+3S
^ Propiedades físicas
El azufre es una sustancia dura, quebradiza y de color amarillo limón. Es prácticamente insoluble en agua, pero es muy soluble en anilina CS 2 disulfuro de carbono y algunos otros disolventes.
Conduce mal el calor y electricidad. El azufre forma varias modificaciones alotrópicas:
1 . ^ azufre rómbico (los más estables), los cristales tienen forma de octaedro.
Cuando se calienta el azufre, su color y viscosidad cambian: primero se forma un color amarillo claro y luego, a medida que aumenta la temperatura, se oscurece y se vuelve tan viscoso que no sale del tubo de ensayo, con un calentamiento adicional, la viscosidad disminuye; de nuevo, y a 444,6 °C el azufre hierve.
2. ^ azufre monoclínico - modificación en forma de cristales aciculares de color amarillo oscuro, obtenidos por enfriamiento lento del azufre fundido.
3. azufre plastico Se forma si se vierte azufre calentado hasta ebullición. agua fría. Se estira fácilmente como el caucho (ver Fig. 19).
El azufre natural consiste en una mezcla de cuatro isótopos estables: 32 16 S, 33 16 S, 34 16 S, 36 16 S.
El átomo de azufre, al tener un nivel de energía externo incompleto, puede agregar dos electrones y exhibir un grado
Oxidación -2. El azufre presenta este grado de oxidación en compuestos con metales e hidrógeno (Na 2 S, H 2 S). Cuando se ceden o se retiran electrones a un átomo de un elemento más electronegativo, el estado de oxidación del azufre puede ser +2, +4, +6.
En frío, el azufre es relativamente inerte, pero al aumentar la temperatura aumenta su reactividad. 1. Con los metales, el azufre presenta propiedades oxidantes. Estas reacciones producen sulfuros (no reacciona con oro, platino e iridio): Fe+S=FeS
2. Con hidrógeno en condiciones normales El azufre no reacciona y a 150-200°C se produce una reacción reversible:
3. En reacciones con metales e hidrógeno, el azufre se comporta como un agente oxidante típico y, en presencia de agentes oxidantes fuertes, exhibe propiedades reductoras.
S+3F 2 =SF 6 (no reacciona con el yodo)
4. La combustión del azufre en oxígeno se produce a 280°C y en el aire a 360°C. Esto produce una mezcla de SO 2 y SO 3:
S+O 2 =SO 2 2S+3O 2 =2SO 3
5. Cuando se calienta sin acceso de aire, el azufre se combina directamente con fósforo y carbono, exhibiendo propiedades oxidantes:
2P+3S=P 2 S 3 2S + C = CS 2
6. Al interactuar con sustancias complejas, el azufre se comporta principalmente como agente reductor:
7. El azufre es capaz de provocar reacciones de desproporción. Así, cuando se hierve azufre en polvo con álcalis, se forman sulfitos y sulfuros:
Solicitud
El azufre se utiliza ampliamente en la industria y la agricultura. Aproximadamente la mitad de su producción se utiliza para producir ácido sulfúrico. El azufre se utiliza para vulcanizar el caucho: en este caso, el caucho se convierte en caucho.
En forma de colorante azufre (polvo fino), el azufre se utiliza para combatir enfermedades de la viña y del algodón. Se utiliza para producir pólvora, cerillas y compuestos luminosos. En medicina, los ungüentos de azufre se preparan para tratar enfermedades de la piel.
4.2. Sulfuro de hidrógeno, sulfuros, hidrosulfuros.
El sulfuro de hidrógeno es un análogo del agua. Su fórmula electrónica
Demuestra que en la educación Bonos H-S-H Están involucrados dos electrones p del nivel exterior del átomo de azufre. La molécula de H 2 S tiene forma angular, por lo que es polar.
^ Estar en la naturaleza
El sulfuro de hidrógeno se encuentra naturalmente en los gases volcánicos y en las aguas de algunos manantiales minerales, por ejemplo, Pyatigorsk, Matsesta. Se forma durante la descomposición de sustancias orgánicas que contienen azufre de diversos restos de animales y plantas. Esto explica la característica mal olor aguas residuales, pozos negros y vertederos de basura.
Recibo
1. El sulfuro de hidrógeno se puede obtener combinando directamente azufre con hidrógeno cuando se calienta:
2. Pero se suele obtener por acción del ácido clorhídrico o sulfúrico diluido sobre el sulfuro de hierro (III):
2HCl+FeS=FeCl 2 +H 2 S 2H + +FeS=Fe 2+ +H 2 S Esta reacción a menudo se lleva a cabo en un aparato Kipp.
^ Propiedades físicas
En condiciones normales, el sulfuro de hidrógeno es un gas incoloro con un fuerte olor característico a huevos podridos. Muy venenoso, cuando se inhala se une a la hemoglobina, provocando parálisis, que a menudo es
Lo que lleva a la muerte. En pequeñas concentraciones es menos peligroso. Es necesario trabajar con él en campanas extractoras o con dispositivos herméticamente cerrados. Contenido permitido de H 2 S en locales de producción es de 0,01 mg en 1 litro de aire.
El sulfuro de hidrógeno es relativamente soluble en agua (a 20°C, 2,5 volúmenes de sulfuro de hidrógeno se disuelven en 1 volumen de agua).
Una solución de sulfuro de hidrógeno en agua se llama agua con sulfuro de hidrógeno o ácido hidrosulfuro (exhibe las propiedades de un ácido débil).
^ Propiedades químicas
1. Cuando se calienta fuertemente, el sulfuro de hidrógeno se descompone casi por completo para formar azufre e hidrógeno.
2. El gas sulfuro de hidrógeno arde en el aire con una llama azul para formar óxido de azufre (IV) y agua:
2H2S+3O2 =2SO2 +2H2O
Con falta de oxígeno, se forman azufre y agua: 2H 2 S + O 2 = 2S + 2H 2 O
3. El sulfuro de hidrógeno es un agente reductor bastante fuerte. Esta importante propiedad química se puede explicar de la siguiente manera. En solución, el H2S cede electrones con relativa facilidad a las moléculas de oxígeno del aire:
En este caso, el oxígeno del aire oxida el sulfuro de hidrógeno a azufre, lo que enturbia el agua con sulfuro de hidrógeno:
2H 2 S+O 2 =2S+2H 2 O
Esto también explica el hecho de que el sulfuro de hidrógeno no se acumula en cantidades muy grandes en la naturaleza durante la descomposición de sustancias orgánicas: el oxígeno del aire lo oxida hasta convertirlo en azufre libre.
4, el sulfuro de hidrógeno reacciona vigorosamente con soluciones halógenas, por ejemplo:
H 2 S+I 2 =2HI+S Se libera azufre y la solución de yodo se decolora.
5. Varios agentes oxidantes reaccionan vigorosamente con el sulfuro de hidrógeno: cuando se exponen a Ácido nítrico Se forma azufre libre.
6. La solución de sulfuro de hidrógeno tiene una reacción ácida debido a disociaciones:
H 2 SН + +HS - HS - H + +S -2
Generalmente predomina la primera etapa. El es muy ácido débil: más débil que el carbón, que normalmente desplaza el H 2 S de los sulfuros.
Sulfuros e hidrosulfuros
El ácido sulfuro de hidrógeno, como ácido dibásico, forma dos series de sales:
Medio - sulfuros (Na 2 S);
Ácido - hidrosulfuros (NaHS).
Estas sales se pueden obtener: - haciendo reaccionar hidróxidos con sulfuro de hidrógeno: 2NaOH+H 2 S=Na 2 S+2H 2 O
Interacción directa del azufre con metales:
Reacción de intercambio de sales con H 2 S o entre sales:
Pb(NO 3) 2 +Na 2 S=PbS+2NaNO 3
CuSO 4 +H 2 S=CuS+H 2 SO 4 Cu 2+ +H 2 S=CuS+2H +
Casi todos los hidrosulfuros son muy solubles en agua.
Los sulfuros de metales alcalinos y alcalinotérreos también son fácilmente solubles en agua e incoloros.
sulfuros metales pesados prácticamente insoluble o poco soluble en agua (FeS, MnS, ZnS); algunos de ellos no se disuelven en ácidos diluidos (CuS, PbS, HgS).
Como sales de un ácido débil, los sulfuros en soluciones acuosas altamente hidrolizado. Por ejemplo, los sulfuros de metales alcalinos tienen una reacción alcalina cuando se disuelven en agua:
Na 2 S+ННNaHS+NaOH
Todos los sulfuros, como el propio sulfuro de hidrógeno, son agentes reductores energéticos:
3PbS -2 +8HN +5 O 3(diluido) =3PbS +6 O 4 +4H 2 O+8N +2 O
Algunos sulfuros tienen un color característico: CuS y PbS - negro, CdS - amarillo, ZnS - blanco, MnS - rosa, SnS - marrón, Al 2 S 3 - naranja. El análisis cualitativo de cationes se basa en la diferente solubilidad de los sulfuros y los diferentes colores de muchos de ellos.
^ 4.3. Óxido de azufre (IV) y ácido sulfuroso
El óxido de azufre (IV), o dióxido de azufre, es en condiciones normales un gas incoloro con un olor acre y sofocante. Cuando se enfría a -10°C, se licua y se convierte en un líquido incoloro.
Recibo
1. En condiciones de laboratorio, el óxido de azufre (IV) se obtiene a partir de sales de ácido sulfuroso tratándolas con ácidos fuertes:
Na 2 SO 3 +H 2 SO 4 =Na 2 SO 4 +S0 2 +H 2 O 2NaHSO 3 +H 2 SO 4 =Na 2 SO 4 +2SO 2 +2H 2 O 2HSO - 3 +2H + =2SO 2+2H2O
2. Además, el dióxido de azufre se forma por la interacción del ácido sulfúrico concentrado cuando se calienta con metales poco activos:
Cu+2H 2 SO 4 =CuSO 4 +SO 2 +2H 2 O
Cu+4H + +2SO 2- 4 =Cu 2+ + SO 2- 4 +SO 2 +2H 2 O
3. El óxido de azufre (IV) también se forma cuando se quema azufre en aire u oxígeno:
4. En condiciones industriales, el SO 2 se obtiene tostando pirita FeS 2 o minerales de azufre de metales no ferrosos (mezcla de zinc ZnS, brillo de plomo PbS, etc.):
4FeS 2 +11O 2 =2Fe 2 O 3 +8SO 2
Fórmula estructural de la molécula de SO 2:
En la formación de enlaces en una molécula de SO 2 participan cuatro electrones de azufre y cuatro electrones de dos átomos de oxígeno. La repulsión mutua de los pares de electrones enlazantes y el par de electrones solitarios del azufre le da a la molécula una forma angular.
Propiedades químicas
1. El óxido de azufre (IV) presenta todas las propiedades de los óxidos ácidos:
Interacción con el agua
Interacción con álcalis,
Interacción con óxidos básicos.
2. El óxido de azufre (IV) se caracteriza por propiedades reductoras:
S +4 O 2 +O 0 2 2S +6 O -2 3 (en presencia de un catalizador, cuando se calienta)
Pero en presencia de agentes reductores fuertes, el SO 2 se comporta como un agente oxidante:
La dualidad redox del óxido de azufre (IV) se explica por el hecho de que el azufre tiene un estado de oxidación de +4 y, por lo tanto, puede, al donar 2 electrones, oxidarse a S +6 y, al aceptar 4 electrones, reducirse. al S°. La manifestación de ciertas propiedades depende de la naturaleza del componente reactivo.
El óxido de azufre (IV) es muy soluble en agua (40 volúmenes de SO 2 se disuelven en 1 volumen a 20°C). En este caso se forma ácido sulfuroso, que existe sólo en una solución acuosa:
SO 2 +H 2 OH 2 SO 3
La reacción es reversible. En una solución acuosa, el óxido de azufre (IV) y el ácido sulfuroso están en equilibrio químico, que se puede desplazar. Al unirse H 2 SO 3 (neutralización del ácido
usted) la reacción avanza hacia la formación de ácido sulfuroso; cuando se elimina el SO 2 (soplado a través de una solución de nitrógeno o calentando), la reacción avanza hacia las sustancias de partida. Una solución de ácido sulfuroso siempre contiene óxido de azufre (IV), lo que le da un olor acre.
El ácido sulfuroso tiene todas las propiedades de los ácidos. En solución se disocia paso a paso:
H 2 SO 3 H + +HSO - 3 HSO - 3 H + +SO 2- 3
Térmicamente inestable, volátil. El ácido sulfuroso, como ácido dibásico, forma dos tipos de sales:
Medio - sulfitos (Na 2 SO 3);
Ácido - hidrosulfitos (NaHSO 3).
Los sulfitos se forman cuando un ácido se neutraliza completamente con un álcali:
H2SO3 +2NaOH=Na2SO3 +2H2O
Los hidrosulfitos se obtienen cuando falta álcali:
H2SO3 +NaOH=NaHSO3 +H2O
El ácido sulfuroso y sus sales tienen propiedades tanto oxidantes como reductoras, lo que está determinado por la naturaleza del interlocutor de la reacción.
1. Así, bajo la influencia del oxígeno, los sulfitos se oxidan a sulfatos:
2Na 2 S +4 O 3 +O 0 2 =2Na 2 S +6 O -2 4
La oxidación del ácido sulfuroso con bromo y permanganato de potasio se produce aún más fácilmente:
5H 2 S +4 O 3 +2KMn +7 O 4 =2H 2 S +6 O 4 +2Mn +2 S +6 O 4 +K 2 S +6 O 4 +3H 2 O
2. En presencia de agentes reductores más energéticos, los sulfitos presentan propiedades oxidantes:
Casi todos los hidrosulfitos y sulfitos de metales alcalinos se disuelven en sales de ácido sulfuroso.
3. Dado que el H 2 SO 3 es un ácido débil, cuando los ácidos actúan sobre los sulfitos e hidrosulfitos, se libera SO 2. Este método se suele utilizar para obtener SO 2 en condiciones de laboratorio:
NaHSO 3 +H 2 SO 4 =Na 2 SO 4 +SO 2 +H 2 O
4. Los sulfitos solubles en agua se hidrolizan fácilmente, como resultado de lo cual aumenta la concentración de iones OH - en la solución:
Na 2 SO 3 +HONNaHSO 3 +NaOH
Solicitud
El óxido de azufre (IV) y el ácido sulfuroso decoloran muchos tintes y forman con ellos compuestos incoloros. Este último puede volver a descomponerse cuando se calienta o se expone a la luz, por lo que se recupera el color. En consecuencia, el efecto blanqueador del SO 2 y del H 2 SO 3 difiere del efecto blanqueador del cloro. Normalmente, el óxido de azufre (IV) se utiliza para blanquear lana, seda y paja.
El óxido de azufre (IV) mata muchos microorganismos. Por tanto, para destruir los hongos del moho, se fumigan sótanos húmedos, bodegas, barricas de vino, etc. También se utiliza para el transporte y almacenamiento de frutas y bayas. El óxido de azufre IV) se utiliza en grandes cantidades para producir ácido sulfúrico.
Una aplicación importante se encuentra en una solución de hidrosulfito de calcio CaHSO 3 (lejía de sulfito), que se utiliza para tratar la pulpa de madera y papel.
^ 4.4. Óxido de azufre (VI). Ácido sulfúrico
El óxido de azufre (VI) (ver Tabla 20) es un líquido incoloro que solidifica a una temperatura de 16,8 ° C en una masa cristalina sólida. Absorbe la humedad con mucha fuerza, formando ácido sulfúrico: SO 3 + H 2 O= H 2 SO 4
Tabla 20. Propiedades de los óxidos de azufre.
La disolución del óxido de azufre (VI) en agua va acompañada de la liberación de una cantidad importante de calor.
El óxido de azufre (VI) es muy soluble en ácido sulfúrico concentrado. Una solución de SO 3 en ácido anhidro se llama óleum. Los oleums pueden contener hasta un 70% de SO 3 .
Recibo
1. El óxido de azufre (VI) se obtiene por oxidación del dióxido de azufre con oxígeno del aire en presencia de catalizadores a una temperatura de 450°C (ver. Preparación de ácido sulfúrico):
2SO 2 +O 2 =2SO 3
2. Otra forma de oxidar SO 2 a SO 3 es utilizar óxido nítrico (IV) como agente oxidante:
El óxido de nitrógeno (II) resultante, al interactuar con el oxígeno atmosférico, se convierte fácil y rápidamente en óxido de nitrógeno (IV): 2NO+O 2 = 2NO 2
Que nuevamente puede usarse en la oxidación de SO 2. En consecuencia, el NO 2 actúa como portador de oxígeno. Este método de oxidación de SO 2 a SO 3 se llama nitroso. La molécula de SO 3 tiene la forma de un triángulo, en cuyo centro
El átomo de azufre se encuentra:
Esta estructura se debe a la repulsión mutua de los pares de electrones enlazantes. El átomo de azufre proporcionó seis electrones externos para su formación.
Propiedades químicas
1. SO 3 es un óxido ácido típico.
2. El óxido de azufre (VI) tiene las propiedades de un agente oxidante fuerte.
Solicitud
El óxido de azufre (VI) se utiliza para producir ácido sulfúrico. Valor más alto tiene un método de contacto de recepción
Ácido sulfúrico. Con este método se puede obtener H 2 SO 4 de cualquier concentración, además de oleum. El proceso consta de tres etapas: obtención de SO 2; oxidación de SO 2 a SO 3; obteniendo H 2 SO 4 .
El SO 2 se obtiene tostando pirita FeS 2 en hornos especiales: 4FeS 2 +11O 2 =2Fe 2 O 3 +8SO 2
Para acelerar la cocción, se tritura previamente la pirita y, para quemar el azufre de forma más completa, se introduce mucho más aire (oxígeno) del necesario para la reacción. El gas que sale del horno se compone de óxido de azufre (IV), oxígeno, nitrógeno, compuestos de arsénico (de las impurezas de la pirita) y vapor de agua. Se llama gas de tostación.
El gas de combustión se limpia a fondo, ya que incluso un pequeño contenido de compuestos de arsénico, así como el polvo y la humedad, envenenan el catalizador. El gas se purifica de compuestos de arsénico y polvo pasándolo por filtros eléctricos especiales y una torre de lavado; la humedad es absorbida por ácido sulfúrico concentrado en la torre de secado. El gas purificado que contiene oxígeno se calienta en un intercambiador de calor a 450°C y entra al aparato de contacto. Dentro del aparato de contacto hay estantes de celosía llenos de catalizador.
Anteriormente se utilizaba como catalizador platino metálico finamente triturado. Posteriormente, fue reemplazado por compuestos de vanadio: óxido de vanadio (V) V 2 O 5 o sulfato de vanadilo VOSO 4, que son más baratos que el platino y se envenenan más lentamente.
La reacción de oxidación de SO 2 a SO 3 es reversible:
2SO 2 +O 2 2SO 3
Un aumento del contenido de oxígeno en el gas de combustión aumenta el rendimiento de óxido de azufre (VI): a una temperatura de 450°C suele alcanzar el 95% o más.
El óxido de azufre (VI) resultante se alimenta luego en contracorriente a la torre de absorción, donde es absorbido por ácido sulfúrico concentrado. A medida que se produce la saturación, primero se forma ácido sulfúrico anhidro y luego óleum. Posteriormente, el oleum se diluye hasta obtener ácido sulfúrico al 98% y se suministra a los consumidores.
Fórmula estructural del ácido sulfúrico:
^ Propiedades físicas
El ácido sulfúrico es un líquido pesado, incoloro y aceitoso que cristaliza a +10,4°C, casi el doble ( =1,83 g/cm 3) más pesado que el agua, inodoro, no volátil. Extremadamente higroscópico. Absorbe la humedad y libera gran cantidad caliente, por lo que no se puede agregar agua al ácido sulfúrico concentrado: el ácido salpicará. Por tiempos
Agregue ácido sulfúrico al agua en pequeñas porciones.
El ácido sulfúrico anhidro disuelve hasta el 70% del óxido de azufre (VI). Cuando se calienta, se separa SO 3 hasta que se forma una solución con una fracción másica de H 2 SO 4 del 98,3%. El H 2 SO 4 anhidro casi no conduce corriente eléctrica.
^ Propiedades químicas
1. Se mezcla con agua en cualquier proporción y forma hidratos de diversas composiciones:
H 2 SO 4 H 2 O, H 2 SO 4 2H 2 O, H 2 SO 4 3H 2 O, H 2 SO 4 4H 2 O, H 2 SO 4 6,5H 2 O
2. El ácido sulfúrico concentrado carboniza las sustancias orgánicas: azúcar, papel, madera, fibra, eliminando de ellas los elementos acuosos:
C 12 H 22 O 11 + H 2 SO 4 = 12 C + H 2 SO 4 11 H 2 O
El carbono resultante reacciona parcialmente con el ácido:
El secado de gases se basa en la absorción de agua por el ácido sulfúrico.
Cómo un ácido fuerte no volátil H 2 SO 4 desplaza a otros ácidos de las sales secas:
NaNO 3 +H 2 SO 4 =NaHSO 4 +HNO 3
Sin embargo, si agrega H 2 SO 4 a soluciones salinas, no se produce el desplazamiento de ácidos.
H 2 SO 4 es un ácido dibásico fuerte: H 2 SO 4 H + +HSO - 4 HSO - 4 H + +SO 2- 4
Tiene todas las propiedades de los ácidos fuertes no volátiles.
El ácido sulfúrico diluido se caracteriza por todas las propiedades de los ácidos no oxidantes. A saber: interactúa con metales que se encuentran en la serie electroquímica de voltajes metálicos hasta el hidrógeno:
La interacción con los metales se produce debido a la reducción de iones de hidrógeno.
6. El ácido sulfúrico concentrado es un agente oxidante vigoroso. Cuando se calienta, oxida la mayoría de los metales, incluidos los de la serie de voltaje electroquímico después del hidrógeno. No reacciona solo con el platino y el oro. Dependiendo de la actividad del metal, los productos de reducción pueden ser S -2, S° y S +4.
En el frío, el ácido sulfúrico concentrado no interactúa con metales fuertes como el aluminio, el hierro y el cromo. Esto se explica por la pasivación de los metales. Esta característica es muy utilizada a la hora de transportarlo en contenedores de hierro.
Sin embargo, cuando se calienta:
Por tanto, el ácido sulfúrico concentrado interactúa con los metales debido a la reducción de los átomos formadores de ácido.
La reacción cualitativa al ion sulfato SO 2-4 es la formación de un precipitado cristalino blanco de BaSO 4, insoluble en agua y ácidos:
SO 2- 4 +Ba +2 BaSO 4
Solicitud
El ácido sulfúrico es un producto esencial de la industria química básica involucrada en la producción de no-
Ácidos orgánicos, álcalis, sales, fertilizantes minerales y cloro.
En términos de variedad de aplicaciones, el ácido sulfúrico ocupa el primer lugar entre los ácidos. Mayor cantidad se utiliza para producir fertilizantes de fósforo y nitrógeno. Al ser no volátil, el ácido sulfúrico se utiliza para producir otros ácidos: clorhídrico, fluorhídrico, fosfórico y acético.
Gran parte se utiliza para limpiar productos derivados del petróleo (gasolina, queroseno, aceites lubricantes) de impurezas nocivas. En ingeniería mecánica, el ácido sulfúrico se utiliza para limpiar la superficie del metal de los óxidos antes del recubrimiento (niquelado, cromado, etc.). El ácido sulfúrico se utiliza en la producción de explosivos, fibras artificiales, tintes, plásticos y muchos otros. Se utiliza para llenar baterías.
Las sales de ácido sulfúrico son importantes.
^ Sulfato de sodio Na 2 SO 4 cristaliza en soluciones acuosas en forma de hidrato de Na 2 SO 4 · 10H 2 O, que se llama sal de Glauber. Utilizado en medicina como laxante. El sulfato de sodio anhidro se utiliza en la producción de refrescos y vidrio.
^ Sulfato de amonio(NH 4) 2 SO 4 - fertilizante nitrogenado.
sulfato de potasio K 2 SO 4 - fertilizante de potasio.
Sulfato de calcio El CaSO 4 se presenta en la naturaleza en forma de mineral de yeso CaSO 4 · 2H 2 O. Cuando se calienta a 150°C, pierde parte del agua y se convierte en un hidrato de composición 2CaSO 4 H 2 O, llamado yeso quemado, o alabastro. El alabastro, cuando se mezcla con agua hasta formar una masa parecida a una masa, después de un tiempo se endurece nuevamente y se convierte en CaSO 4 · 2H 2 O. El yeso se usa ampliamente en la construcción (yeso).
^ Sulfato de magnesio MgSO 4 está contenido en agua de mar, provocando su sabor amargo. El hidrato cristalino, llamado sal amarga, se utiliza como laxante.
Vitriolo- nombre técnico de los hidratos cristalinos de sulfatos metálicos Fe, Cu, Zn, Ni, Co (las sales deshidratadas no son vitriolo). Sulfato de cobre CuSO 4 · 5H 2 O - sustancia tóxica de color azul. Su solución diluida se pulveriza sobre las plantas y las semillas se tratan antes de sembrar. piedra de entintar FeSO 4 · 7H 2 O es una sustancia de color verde claro. Se utiliza para controlar plagas de plantas, preparar tintas, pinturas minerales, etc. Sulfato de cinc ZnSO 4 · 7H 2 O se utiliza en la producción de pinturas minerales, en la impresión de percal y en medicina.
^ 4.5. Ésteres de ácido sulfúrico. Tiosulfato de sodio
Los ésteres de ácido sulfúrico incluyen sulfatos de dialquilo (RO 2)SO 2. Estos son líquidos de alto punto de ebullición; los inferiores son solubles en agua; en presencia de álcalis forman sales de alcohol y ácido sulfúrico. Los sulfatos de dialquilo inferiores son agentes alquilantes.
sulfato de dietilo(C 2 H 5 ) 2 SO 4. Punto de fusión -26°C, punto de ebullición 210°C, soluble en alcoholes, insoluble en agua. Se obtiene haciendo reaccionar ácido sulfúrico con etanol. Es un agente de etilación en síntesis orgánica. Penetra a través de la piel.
Sulfato de dimetilo(CH3)2SO4. Punto de fusión -26,8°C, punto de ebullición 188,5°C. Soluble en alcoholes, poco soluble en agua. Reacciona con amoníaco en ausencia de disolvente (de forma explosiva); Sulfona algunos compuestos aromáticos, como los ésteres de fenol. Se obtiene haciendo reaccionar 60% de óleum con metanol a 150°C. Es un agente metilante en síntesis orgánica. Carcinógeno, afecta a los ojos, la piel y los órganos respiratorios.
^ Tiosulfato de sodio Na2S2O3
Sal del ácido tiosulfúrico en la que dos átomos de azufre tienen diferentes estados de oxidación: +6 y -2. Sustancia cristalina, muy soluble en agua. Se produce en forma de hidrato cristalino Na 2 S 2 O 3 · 5H 2 O, comúnmente llamado hiposulfito. Se obtiene haciendo reaccionar sulfito de sodio con azufre durante la ebullición:
Na2SO3 +S=Na2S2O3
Al igual que el ácido tiosulfúrico, es un fuerte agente reductor. El cloro lo oxida fácilmente a ácido sulfúrico:
Na2S2O3 +4Cl2 +5H2O=2H2SO4 +2NaCl+6HCl
En esta reacción se basó el uso de tiosulfato de sodio para absorber el cloro (en las primeras máscaras antigás).
La oxidación del tiosulfato de sodio por agentes oxidantes débiles ocurre de manera algo diferente. En este caso se forman sales de ácido tetratiónico, por ejemplo:
2Na 2 S 2 O 3 +I 2 =Na 2 S 4 O 6 +2NaI
El tiosulfato de sodio es un subproducto en la producción de NaHSO 3, colorantes de azufre, durante la purificación de gases industriales a partir de azufre. Se utiliza para eliminar restos de cloro después de blanquear tejidos, para extraer plata de minerales; Es fijador en fotografía, reactivo en yodometría, antídoto contra intoxicaciones por compuestos de arsénico y mercurio y agente antiinflamatorio.
La mayor parte del óxido de azufre (IV) se utiliza para producir ácido sulfuroso. El óxido de azufre (IV) también se utiliza para obtener diversas sales de ácido sulfuroso. El ácido sulfúrico exhibe propiedades ácidas en reacciones con bases y óxidos básicos. Dado que el ácido sulfúrico es dibásico, forma dos series de sales: media: sulfatos, por ejemplo Na2SO4, y ácida: hidrosulfatos, por ejemplo NaHSO4.
También se disuelve en etanol y ácido sulfúrico. En presencia de agentes reductores fuertes, el SO2 es capaz de presentar propiedades oxidantes. La precipitación de aerosoles de ácido sulfúrico provenientes de las llamaradas de humo de las plantas químicas se observa con mayor frecuencia en las nubes bajas y alta humedad aire.
El dióxido de azufre alcanza sus concentraciones más altas en el hemisferio norte, especialmente en el territorio de Estados Unidos, Europa, China, la parte europea de Rusia y Ucrania. La formación de un precipitado blanco de BaSO4 (insoluble en ácidos) se utiliza para identificar ácido sulfúrico y sulfatos solubles.
El ácido sulfuroso existe sólo en solución. El trióxido de azufre exhibe propiedades ácidas. Esta reacción se utiliza para producir el producto más importante de la industria química: el ácido sulfúrico. Dado que el azufre en el trióxido de azufre tiene el estado de oxidación más alto, el óxido de azufre (VI) exhibe propiedades oxidantes.
Pregunta: ¿Qué propiedades químicas de los ácidos conoces? También se utiliza como conservante ( suplemento alimenticio E220). Dado que este gas mata los microorganismos, se utiliza para fumigar almacenes y almacenes de verduras. Empresas pirometalúrgicas de productos no ferrosos y metalurgia ferrosa, así como las centrales térmicas emiten anualmente a la atmósfera decenas de millones de toneladas de anhídrido sulfúrico. 4. Las reacciones de autooxidación-autoreducción del azufre también son posibles cuando interactúa con los sulfitos.
Por tanto, el SO2, el ácido sulfuroso y sus sales pueden presentar propiedades tanto oxidantes como reductoras. El sulfuro de hidrógeno se utiliza para la producción de azufre, sulfitos, tiosulfatos y ácido sulfúrico, y en la práctica de laboratorio para la precipitación de sulfuros. Se utiliza en la producción de ácidos fosfórico, clorhídrico, bórico, fluorhídrico y otros.
Presenta propiedades típicas de los óxidos ácidos y es muy soluble en agua, formando ácido sulfuroso débil. Propiedades químicas del ácido sulfúrico en en gran medida depende de su concentración. El sulfato de cobre CuSO4 · 5H2O se utiliza en agricultura para combatir plagas y enfermedades de las plantas.
Compuestos de azufre con estado de oxidación +1
3. Escriba ecuaciones de reacción que caractericen las propiedades del ácido sulfúrico diluido como electrolito. El azufre plástico es de color oscuro y puede estirarse como el caucho. El proceso de oxidación de un óxido a otro es reversible. Efectos térmicos reacciones químicas. Cambios periódicos en las propiedades de óxidos, hidróxidos y compuestos de hidrógeno. elementos químicos. Propiedades físicas y químicas del hidrógeno.
Se disuelve en agua para formar ácido sulfuroso inestable; solubilidad 11,5 g/100 g de agua a 20 °C, disminuye al aumentar la temperatura. Este efecto vasodilatador del dióxido de azufre está mediado a través de canales de calcio sensibles a ATP y canales de calcio de tipo L (“dihidropiridina”). El dióxido de azufre en la atmósfera terrestre debilita significativamente la influencia de los gases de efecto invernadero (dióxido de carbono, metano) sobre el aumento de la temperatura atmosférica.
La variedad de formas de trióxido de azufre está asociada con la capacidad de las moléculas de SO3 para polimerizarse debido a la formación de enlaces donante-aceptor. Las estructuras poliméricas del SO3 se convierten fácilmente entre sí y el SO3 sólido suele consistir en una mezcla de diferentes formas, cuyo contenido relativo depende de las condiciones de preparación del anhídrido sulfúrico.
El sulfato de hierro FeSO4·7H2O se utilizaba anteriormente para tratar la sarna, helmintiasis y tumores glandulares, y actualmente se utiliza para controlar plagas agrícolas. La sal de Glauber (mirabilita) Na2SO4·10H2O fue obtenida por el químico alemán I.R. Glauber mediante la acción del ácido sulfúrico sobre el cloruro de sodio y se utiliza como laxante.
Es inestable y se descompone en dióxido de azufre y agua. El ácido sulfuroso no es un ácido fuerte. Es un ácido de fuerza media y se disocia paso a paso. El ácido sulfúrico sufre tres tipos de reacciones: ácido-base, intercambio iónico y redox.
Estas reacciones se llevan a cabo mejor con ácido sulfúrico diluido. El ácido sulfúrico se caracteriza por reacciones de intercambio iónico. El desprendimiento de gases se produce en reacciones con sales de ácidos inestables, que se descomponen para formar gases (carbónico, dióxido de azufre, sulfuro de hidrógeno) o para formar ácidos volátiles como el ácido clorhídrico.
¡Atención! Las vistas previas de diapositivas tienen únicamente fines informativos y es posible que no representen todas las características de la presentación. Tarea: Escribe una ecuación para la disociación del ácido sulfuroso.
Curiosamente, la sensibilidad al SO2 varía ampliamente entre individuos, animales y plantas. El tiosulfato de sodio contiene dos átomos de azufre en varios estados de oxidación y presenta propiedades reductoras.
El SO2 decolora los tintes orgánicos y se utiliza para blanquear la seda, la lana y la paja. El ácido sulfúrico concentrado se utiliza para purificar productos derivados del petróleo a partir de azufre e insaturados. compuestos orgánicos. Debido a su alta higroscopicidad, se utiliza para secar gases y concentrar ácido nítrico.
Sulfuro de hidrógeno y sulfuros. Cuando el sulfuro de hidrógeno se disuelve en agua, se forma un ácido hidrosulfuro débil, cuyas sales se denominan sulfuros. Las sales de ácido sulfuroso, como ácido dibásico, pueden ser sulfitos medios, por ejemplo sulfito de sodio Na2SO3, y ácidas: hidrosulfitos, por ejemplo hidrosulfito de sodio NaHSO3.
También se utiliza como disolvente en laboratorios. Maestro: El ácido sulfuroso es un compuesto inestable, se descompone fácilmente en óxido de azufre (IV) y agua, por lo que existe solo en soluciones acuosas. En la torre de absorción, el óxido de azufre (VI) es absorbido por ácido sulfúrico concentrado. Debido a su generación en grandes cantidades como residuo, el dióxido de azufre es uno de los principales gases que contaminan la atmósfera.