Dioxyde de soufre - propriétés physiques, production et application. Oxyde de soufre (IV) et acide sulfureux

L'oxyde de soufre (IV) présente des propriétés

1) uniquement oxyde basique

2) oxyde amphotère

3) oxyde d'acide

4) oxyde non salifiant

Réponse : 3

Explication:

L'oxyde de soufre (IV) SO2 est un oxyde acide (oxyde non métallique) dans lequel le soufre a une charge de +4. Cet oxyde forme des sels d'acide sulfureux avec H 2 SO 3 et, lorsqu'il interagit avec l'eau, forme lui-même de l'acide sulfureux, H 2 SO 3.

Les oxydes non salifiants (oxydes qui ne présentent ni propriétés acides, basiques ou amphotères et ne forment pas de sels) comprennent le NO, le SiO, le N2O (oxyde nitreux) et le CO.

Les oxydes basiques sont des oxydes métalliques aux états d'oxydation +1, +2. Il s'agit notamment des oxydes métalliques du sous-groupe principal du premier groupe (métaux alcalins) Li-Fr, des oxydes métalliques du sous-groupe principal du deuxième groupe (Mg et métaux alcalino-terreux) Mg-Ra et des oxydes de métaux de transition dans des états d'oxydation inférieurs.

Les oxydes amphotères sont des oxydes formant des sels qui, selon les conditions, présentent des propriétés basiques ou acides (c'est-à-dire présentent une amphotéricité). Formé par des métaux de transition. Métaux dans oxydes amphotères présentent généralement un état d'oxydation de +3 à +4, à l'exception de ZnO, BeO, SnO, PbO.

Les oxydes acides et basiques sont respectivement

2) CO 2 et Al 2 O 3

Réponse 1

Explication:

Les oxydes acides sont des oxydes qui présentent des propriétés acides et forment des acides contenant de l'oxygène correspondants. Dans la liste présentée, ceux-ci comprennent : SO 2, SO 3 et CO 2. Lorsqu'ils interagissent avec l'eau, ils forment les acides suivants :

SO 2 + H 2 O = H 2 SO 3 (acide sulfureux)

SO 3 + H 2 O = H 2 SO 4 ( acide sulfurique)

CO 2 + H 2 O = H 2 CO 3 (acide carbonique)

Les oxydes basiques sont des oxydes métalliques aux états d'oxydation +1, +2. Il s'agit notamment des oxydes métalliques du sous-groupe principal du premier groupe (métaux alcalins) Li-Fr, des oxydes métalliques du sous-groupe principal du deuxième groupe (Mg et métaux alcalino-terreux) Mg-Ra et des oxydes de métaux de transition dans des états d'oxydation inférieurs. Dans la liste présentée, les principaux oxydes comprennent : MgO, FeO.

Les oxydes amphotères sont des oxydes formant des sels qui, selon les conditions, présentent des propriétés basiques ou acides (c'est-à-dire présentent une amphotéricité). Formé par des métaux de transition. Les métaux contenus dans les oxydes amphotères présentent généralement un état d'oxydation de +3 à +4, à l'exception de ZnO, BeO, SnO, PbO. Dans la liste présentée, les oxydes amphotères comprennent : Al 2 O 3, ZnO.

L'oxyde de soufre (VI) réagit avec chacune des deux substances :

1) eau et acide chlorhydrique

2) oxygène et oxyde de magnésium

3) oxyde de calcium et hydroxyde de sodium

Réponse : 3

Explication:

L'oxyde de soufre (VI) SO 3 (état d'oxydation du soufre +6) est un oxyde acide qui réagit avec l'eau pour former l'acide sulfurique correspondant H 2 SO 4 (état d'oxydation du soufre est également +6) :

SO 3 + H 2 O = H 2 SO 4

En tant qu'oxyde acide, SO 3 n'interagit pas avec les acides, c'est-à-dire que la réaction ne se produit pas avec HCl.

Le soufre dans le SO 3 est exposé plus haut degré oxydation +6 (égal au numéro de groupe de l'élément), donc SO 3 ne réagit pas avec l'oxygène (l'oxygène n'oxyde pas le soufre à l'état d'oxydation +6).

Avec l'oxyde principal MgO, le sel correspondant se forme - le sulfate de magnésium MgSO 4 :

MgO + SO 3 = MgSO 4

L'oxyde de SO3 étant acide, il réagit avec les oxydes basiques et les bases pour former les sels correspondants :

MgO + SO 3 = MgSO 4

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

Comme indiqué ci-dessus, le SO 3 réagit avec l'eau pour former de l'acide sulfurique.

CuSO 3 n'interagit pas avec le métal de transition.

Le monoxyde de carbone (IV) réagit avec chacune des deux substances suivantes :

1) eau et oxyde de calcium

2) oxygène et oxyde de soufre (IV)

3) sulfate de potassium et hydroxyde de sodium

4) acide phosphorique et hydrogène

Réponse 1

Explication:

Le monoxyde de carbone (IV) CO 2 est un oxyde acide, il réagit donc avec l'eau pour former de l'acide carbonique instable H 2 CO 3 et avec l'oxyde de calcium pour former du carbonate de calcium CaCO 3 :

CO 2 + H 2 O = H 2 CO 3

CO 2 + CaO = CaCO 3

Le dioxyde de carbone CO 2 ne réagit pas avec l'oxygène, puisque l'oxygène ne peut pas oxyder un élément au degré d'oxydation le plus élevé (pour le carbone il est de +4 selon le numéro du groupe dans lequel il se trouve).

La réaction ne se produit pas avec l'oxyde de soufre (IV) SO 2, car, étant un oxyde acide, le CO 2 n'interagit pas avec l'oxyde, qui possède également des propriétés acides.

Le dioxyde de carbone CO 2 ne réagit pas avec les sels (par exemple, avec le sulfate de potassium K 2 SO 4), mais interagit avec les alcalis, car il possède des propriétés basiques. La réaction se déroule avec la formation d'un sel acide ou modéré, selon l'excès ou le déficit de réactifs :

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

Le CO2, étant un oxyde acide, ne réagit ni avec les oxydes acides ni avec les acides, donc la réaction entre gaz carbonique et l'acide phosphorique H 3 PO 4 n'est pas présent.

Le CO 2 est réduit par l'hydrogène en méthane et en eau :

CO 2 + 4H 2 = CH 4 + 2H 2 O

Les principales propriétés sont présentées par l'oxyde le plus élevé de l'élément

Réponse : 3

Explication:

Les principales propriétés sont présentées par les oxydes basiques - les oxydes métalliques aux états d'oxydation +1 et +2. Ceux-ci inclus:

Parmi les options présentées, seul l'oxyde de baryum BaO fait partie des principaux oxydes. Tous les autres oxydes de soufre, d'azote et de carbone sont acides ou non salifiants : CO, NO, N2O.

Les oxydes métalliques avec un état d'oxydation de + 6 et supérieur sont

1) non salifiant

2) principal

3) amphotère

Réponse : 4

Explication:

• — oxydes métalliques du sous-groupe principal du premier groupe (métaux alcalins) Li – Fr ;
• — oxydes métalliques du sous-groupe principal du deuxième groupe (Mg et métaux alcalino-terreux) Mg – Ra ;
• — les oxydes de métaux de transition aux états d'oxydation inférieurs.

Les oxydes acides (anhydrides) sont des oxydes qui présentent des propriétés acides et forment des acides contenant de l'oxygène correspondants. Formé de non-métaux typiques et de certains éléments de transition. Les éléments des oxydes acides présentent généralement des états d’oxydation allant de +4 à +7. Par conséquent, l'oxyde métallique à l'état d'oxydation +6 a des propriétés acides.

Les propriétés acides sont présentées par un oxyde dont la formule est

Réponse 1

Explication:

Les oxydes acides (anhydrides) sont des oxydes qui présentent des propriétés acides et forment des acides contenant de l'oxygène correspondants. Formé de non-métaux typiques et de certains éléments de transition. Les éléments des oxydes acides présentent généralement des états d’oxydation allant de +4 à +7. Par conséquent, l'oxyde de silicium SiO 2 avec une charge de silicium de +6 a des propriétés acides.

Les oxydes non salifiants sont N 2 O, NO, SiO, CO. Le CO est un oxyde non salifiant.

Les oxydes basiques sont des oxydes métalliques aux états d'oxydation +1 et +2. Ceux-ci inclus:

— oxydes métalliques du sous-groupe principal du premier groupe (métaux alcalins) Li – Fr ;

— oxydes métalliques du sous-groupe principal du deuxième groupe (Mg et métaux alcalino-terreux) Mg – Ra ;

— les oxydes de métaux de transition aux états d'oxydation inférieurs.

BaO appartient aux oxydes basiques.

Les oxydes amphotères sont des oxydes formant des sels qui, selon les conditions, présentent des propriétés basiques ou acides (c'est-à-dire présentent une amphotéricité). Formé par des métaux de transition. Les métaux contenus dans les oxydes amphotères présentent généralement un état d'oxydation de +3 à +4, à l'exception de ZnO, BeO, SnO, PbO. L'oxyde d'aluminium Al 2 O 3 est également un oxyde amphotère.

L'état d'oxydation du chrome dans ses composés amphotères est égal à

Réponse : 3

Explication:

Le chrome est un élément du sous-groupe secondaire du 6ème groupe de la 4ème période. Il se caractérise par des états d'oxydation de 0, +2, +3, +4, +6. Le degré d'oxydation +2 correspond à l'oxyde de CrO, qui possède des propriétés basiques. Le degré d'oxydation +3 correspond à l'oxyde amphotère Cr 2 O 3 et à l'hydroxyde Cr(OH) 3. C'est l'état d'oxydation le plus stable du chrome. Le degré d'oxydation +6 correspond à l'oxyde de chrome (VI) acide CrO 3 et à un certain nombre d'acides dont les plus simples sont le H 2 CrO 4 chromique et le H 2 Cr 2 O 7 dichromique.

Les oxydes amphotères comprennent

Réponse : 3

Explication:

Les oxydes amphotères sont des oxydes formant des sels qui, selon les conditions, présentent des propriétés basiques ou acides (c'est-à-dire présentent une amphotéricité). Formé par des métaux de transition. Les métaux contenus dans les oxydes amphotères présentent généralement un état d'oxydation de +3 à +4, à l'exception de ZnO, BeO, SnO, PbO. ZnO est un oxyde amphotère.

Les oxydes non salifiants sont N 2 O, NO, SiO, CO.

Les oxydes basiques sont des oxydes métalliques aux états d'oxydation +1 et +2. Ceux-ci inclus:

— les oxydes métalliques du sous-groupe principal du premier groupe (métaux alcalins) Li – Fr (l'oxyde de potassium K 2 O appartient à ce groupe) ;

— oxydes métalliques du sous-groupe principal du deuxième groupe (Mg et métaux alcalino-terreux) Mg – Ra ;

— les oxydes de métaux de transition aux états d'oxydation inférieurs.

Les oxydes acides (anhydrides) sont des oxydes qui présentent des propriétés acides et forment des acides contenant de l'oxygène correspondants. Formé de non-métaux typiques et de certains éléments de transition. Les éléments des oxydes acides présentent généralement des états d’oxydation allant de +4 à +7. Par conséquent, SO 3 est un oxyde acide, correspondant à l'acide sulfurique H 2 SO 4.

7FDBA3 Parmi les affirmations suivantes, lesquelles sont vraies ?

A. Les oxydes basiques sont des oxydes auxquels correspondent des bases.

B. Seuls les métaux forment des oxydes basiques.

1) seul A est correct

2) seul B est correct

3) les deux affirmations sont vraies

4) les deux affirmations sont incorrectes

Réponse : 3

Explication:

Les oxydes basiques sont des oxydes métalliques aux états d'oxydation +1 et +2. Ceux-ci inclus:

— oxydes métalliques du sous-groupe principal du premier groupe (métaux alcalins) Li – Fr ;

— oxydes métalliques du sous-groupe principal du deuxième groupe (Mg et métaux alcalino-terreux) Mg – Ra ;

— les oxydes de métaux de transition aux états d'oxydation inférieurs.

Les bases correspondent aux oxydes basiques sous forme d'hydroxydes.

Les deux affirmations sont vraies.

Avec de l'eau à conditions normales réagit

1) oxyde nitrique (II)

2) oxyde de fer (II)

3) oxyde de fer (III)

Réponse : 4

Explication:

L'oxyde nitrique (II) NO est un oxyde non salifiant et ne réagit donc pas avec l'eau ou les bases.

L'oxyde de fer (II) FeO est un oxyde basique insoluble dans l'eau. Ne réagit pas avec l'eau.

L'oxyde de fer (III) Fe 2 O 3 est un oxyde amphotère, insoluble dans l'eau. Il ne réagit pas non plus avec l'eau.

L'oxyde d'azote (IV) NO 2 est un oxyde acide et réagit avec l'eau pour former des acides nitrique (HNO 3 ; N +5) et nitreux (HNO 2 ; N +3) :

2NO 2 + H 2 O = HNO 3 + HNO 2

Dans la liste des substances : ZnO, FeO, CrO 3, CaO, Al 2 O 3, Na 2 O, Cr 2 O 3
le nombre d'oxydes principaux est égal à

Réponse : 3

Explication:

Les oxydes basiques sont des oxydes métalliques aux états d'oxydation +1 et +2. Ceux-ci inclus:

• — oxydes métalliques du sous-groupe principal du premier groupe (métaux alcalins) Li – Fr ;
• — oxydes métalliques du sous-groupe principal du deuxième groupe (Mg et métaux alcalino-terreux) Mg – Ra ;
• — les oxydes de métaux de transition aux états d'oxydation inférieurs.

Parmi les options proposées, le groupe des principaux oxydes comprend FeO, CaO, Na 2 O.

Les oxydes amphotères sont des oxydes formant des sels qui, selon les conditions, présentent des propriétés basiques ou acides (c'est-à-dire présentent une amphotéricité). Formé par des métaux de transition. Les métaux contenus dans les oxydes amphotères présentent généralement un état d'oxydation de +3 à +4, à l'exception de ZnO, BeO, SnO, PbO.

Les oxydes amphotères comprennent ZnO, Al 2 O 3, Cr 2 O 3.

Les oxydes acides (anhydrides) sont des oxydes qui présentent des propriétés acides et forment des acides contenant de l'oxygène correspondants. Formé de non-métaux typiques et de certains éléments de transition. Les éléments des oxydes acides présentent généralement des états d’oxydation allant de +4 à +7. CrO 3 est donc un oxyde acide correspondant à l'acide chromique H 2 CrO 4 .

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L'oxyde de potassium réagit avec

Réponse : 3

Explication:

L'oxyde de potassium (K 2 O) est un oxyde basique. En tant qu'oxyde basique, K 2 O peut interagir avec les oxydes amphotères, car avec des oxydes présentant à la fois des propriétés acides et basiques (ZnO). ZnO est un oxyde amphotère. Ne réagit pas avec les oxydes basiques (CaO, MgO, Li 2 O).

La réaction se déroule comme suit :

K 2 O + ZnO = K 2 ZnO 2

Les oxydes basiques sont des oxydes métalliques aux états d'oxydation +1 et +2. Ceux-ci inclus:

— oxydes métalliques du sous-groupe principal du premier groupe (métaux alcalins) Li – Fr ;

— oxydes métalliques du sous-groupe principal du deuxième groupe (Mg et métaux alcalino-terreux) Mg – Ra ;

— les oxydes de métaux de transition aux états d'oxydation inférieurs.

Les oxydes amphotères sont des oxydes formant des sels qui, selon les conditions, présentent des propriétés basiques ou acides (c'est-à-dire présentent une amphotéricité). Formé par des métaux de transition. Les métaux contenus dans les oxydes amphotères présentent généralement un état d'oxydation de +3 à +4, à l'exception de ZnO, BeO, SnO, PbO.

De plus, il existe des oxydes non salifiants N 2 O, NO, SiO, CO. Les oxydes non salifiants sont des oxydes qui ne présentent ni propriétés acides, basiques ou amphotères et ne forment pas de sels.

L'oxyde de silicium (IV) réagit avec chacune des deux substances

2) H 2 SO 4 et BaCl 2

Réponse : 3

Explication:

L'oxyde de silicium (SiO 2) est un oxyde acide, il réagit donc avec les alcalis et les oxydes basiques :

SiO 2 + 2NaOH → Na 2 SiO 3 + H 2 O

L'état d'oxydation +4 du soufre est assez stable et se manifeste par les tétrahalogénures SHal 4, les oxodihalogénures SOHal 2, le dioxyde de SO 2 et leurs anions correspondants. Nous nous familiariserons avec les propriétés du dioxyde de soufre et de l'acide sulfureux.

1.11.1. Oxyde de soufre (IV) Structure de la molécule de so2

La structure de la molécule SO 2 est similaire à celle de la molécule d'ozone. L'atome de soufre est dans un état d'hybridation sp 2, la forme des orbitales est un triangle régulier et la forme de la molécule est angulaire. L’atome de soufre possède une paire d’électrons libres. La longueur de la liaison S-O est de 0,143 nm et l'angle de liaison est de 119,5°.

La structure correspond aux structures résonantes suivantes :

Contrairement à l’ozone, la multiplicité de la liaison S – O est de 2, c’est-à-dire que la principale contribution est apportée par la première structure de résonance. La molécule se caractérise par une stabilité thermique élevée.

Propriétés physiques

Dans des conditions normales, le dioxyde de soufre ou dioxyde de soufre est un gaz incolore avec une odeur suffocante, point de fusion -75 °C, point d'ébullition -10 °C. Il est très soluble dans l'eau ; à 20 °C, 40 volumes de dioxyde de soufre se dissolvent dans 1 volume d'eau. Gaz toxique.

Propriétés chimiques de l'oxyde de soufre (IV)

Le dioxyde de soufre est très réactif. Le dioxyde de soufre est un oxyde acide. Il est assez soluble dans l’eau pour former des hydrates. Il réagit également partiellement avec l'eau, formant de l'acide sulfureux faible, qui n'est pas isolé sous forme individuelle :

SO 2 + H 2 O = H 2 SO 3 = H + + HSO 3 - = 2H + + SO 3 2- .

À la suite de la dissociation, des protons se forment, la solution présente donc un environnement acide.

Lorsque du dioxyde de soufre gazeux traverse une solution d’hydroxyde de sodium, du sulfite de sodium se forme. Le sulfite de sodium réagit avec l'excès de dioxyde de soufre pour former de l'hydrosulfite de sodium :

2NaOH + SO 2 = Na 2 SO 3 + H 2 O;

Na 2 SO 3 + SO 2 = 2NaHSO 3.

Le dioxyde de soufre se caractérise par une dualité rédox, par exemple, il présente des propriétés réductrices et décolore l'eau bromée :

SO 2 + Br 2 + 2H 2 O = H 2 SO 4 + 2HBr

et solution de permanganate de potassium :

5SO 2 + 2KMnO 4 + 2H 2 O = 2KНSO 4 + 2MnSO 4 + H 2 SO 4.

oxydé par l'oxygène en anhydride sulfurique :

2SO 2 + O 2 = 2SO 3.

Il présente des propriétés oxydantes lorsqu'il interagit avec des agents réducteurs puissants, par exemple :

SO 2 + 2CO = S + 2CO 2 (à 500 °C, en présence d'Al 2 O 3) ;

SO 2 + 2H 2 = S + 2H 2 O.

Préparation d'oxyde de soufre (IV)

Combustion du soufre dans l'air

S + O 2 = SO 2.

Oxydation du sulfure

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

Effet des acides forts sur les sulfites métalliques

Na 2 SO 3 + 2H 2 SO 4 = 2NaHSO 4 + H 2 O + SO 2.

1.11.2. Acide sulfureux et ses sels

Lorsque le dioxyde de soufre est dissous dans l'eau, de l'acide sulfureux faible se forme, la majeure partie du SO 2 dissous est sous forme hydratée SO 2 ·H 2 O lors du refroidissement, de l'hydrate cristallin est également libéré, seule une petite partie de celui-ci ; Les molécules d'acide sulfureux se dissocient en ions sulfite et hydrosulfite. A l'état libre, l'acide n'est pas libéré.

Étant dibasique, il forme deux types de sels : moyens - sulfites et acides - hydrosulfites. Seuls les sulfites de métaux alcalins et les hydrosulfites de métaux alcalins et alcalino-terreux se dissolvent dans l'eau.

Structure de la molécule SO2

La structure de la molécule de SO2 est similaire à celle de la molécule d'ozone. L'atome de soufre est dans un état d'hybridation sp2, la forme des orbitales est un triangle régulier et la forme de la molécule est angulaire. L’atome de soufre possède une paire d’électrons libres. La longueur de la liaison S-O est de 0,143 nm et l'angle de liaison est de 119,5°.

La structure correspond aux structures résonantes suivantes :

Contrairement à l’ozone, la multiplicité de la liaison S – O est de 2, c’est-à-dire que la principale contribution est apportée par la première structure de résonance. La molécule se caractérise par une stabilité thermique élevée.

Composés soufrés +4 – présentent une dualité rédox, mais avec une prédominance de propriétés réductrices.

1. Interaction du SO2 avec l'oxygène

2S+4O2 + O2S+6O

2. Lorsque le SO2 traverse l’acide sulfurique d’hydrogène, du soufre se forme.

S+4O2 + 2H2S-2 → 3So + 2H2O

4 S+4 + 4 → So 1 - agent oxydant (réduction)

S-2 - 2 → So 2 - agent réducteur (oxydation)

3. L'acide sulfureux est lentement oxydé par l'oxygène atmosphérique en acide sulfurique.

2H2S+4O3 + 2O → 2H2S+6O

4 S+4 - 2 → S+6 2 - agent réducteur (oxydation)

O + 4 → 2O-2 1 - agent oxydant (réduction)

Reçu:

1) oxyde de soufre (IV) dans l'industrie :

combustion du soufre :

cuisson de pyrite :

4FeS2 + 11O2 = 2Fe2O3

dans le laboratoire:

Na2SO3 + H2SO4 = Na2SO4 + SO2 + H2O

Le dioxyde de soufre, empêchant la fermentation, facilite le dépôt de polluants, de restes de tissus de raisin à microflore pathogène et permet de réaliser la fermentation alcoolique à partir de cultures de levures pures afin d'augmenter le rendement en alcool éthylique et d'améliorer la composition des autres produits de fermentation alcoolique.

Le rôle du dioxyde de soufre ne se limite donc pas à des actions antiseptiques améliorant l'environnement, mais s'étend également à l'amélioration de l'environnement. conditions technologiques fermentation et conservation du vin.

Ces conditions sont utilisation correcte le dioxyde de soufre (limitant le dosage et le temps de contact avec l'air) entraîne une augmentation de la qualité des vins et jus, de leur arôme, de leur goût, ainsi que de leur transparence et de leur couleur - propriétés liées à la résistance du vin et des jus à la turbidité.

Le dioxyde de soufre est le polluant atmosphérique le plus courant. Il est libéré par toutes les centrales électriques lors de la combustion de combustibles fossiles. Le dioxyde de soufre peut également être émis par les entreprises de l'industrie métallurgique (source : charbons à coke), ainsi que par les émissions à proximité production chimique(par exemple, production d'acide sulfurique). Il se forme lors de la décomposition des acides aminés soufrés qui faisaient partie des protéines d'anciennes plantes qui formaient des gisements de charbon, de pétrole et de schiste bitumineux.

Trouve une application dans l'industrie du blanchiment divers produits: tissus, soie, pâte à papier, plumes, paille, cire, poils, crin de cheval, produits alimentaires, pour la désinfection des fruits et conserves, etc. Comme sous-produit, du dioxyde de carbone se forme et est rejeté dans l'air des zones de travail. dans de nombreuses industries : acide sulfurique, cellulose, lors du grillage de minerais contenant des métaux soufrés, dans les salles de décapage des usines métallurgiques, dans la production de verre, d'outremer, etc., le soufre est très souvent contenu dans l'air des chaufferies et les cendres pièces, où il se forme lors de la combustion de charbons contenant du soufre.

Lorsqu'il est dissous dans l'eau, un faible et instable acide sulfureux H2SO3 (existe uniquement en solution aqueuse)

SO2 + H2O ↔ H2SO3

L'acide sulfureux se dissocie progressivement :

H2SO3 ↔ H+ + HSO3- (première étape, un anion hydrosulfite est formé)

HSO3- ↔ H+ + SO32- (deuxième étape, un anion sulfite est formé)

H2SO3 forme deux séries de sels : moyens (sulfites) et acides (hydrosulfites).

Une réaction qualitative aux sels d'acide sulfureux est l'interaction du sel avec un acide fort, qui libère du SO2 gazeux avec une odeur âcre :

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

4.doc

Soufre. Sulfure d'hydrogène, sulfures, hydrosulfures. Oxydes de soufre (IV) et (VI). Acides sulfureux et sulfuriques et leurs sels. Esters d'acide sulfurique. Thiosulfate de sodium

4.1. Soufre

Le soufre est l’un des rares éléments chimiques que l’homme utilise depuis plusieurs millénaires. Il est répandu dans la nature et se trouve aussi bien à l’état libre (soufre natif) que sous forme de composés. Les minéraux contenant du soufre peuvent être divisés en deux groupes : les sulfures (pyrites, lustres, blende) et les sulfates. Soufre natif dans grandes quantités trouvé en Italie (île de Sicile) et aux États-Unis. Dans la CEI, il existe des gisements de soufre natif dans la région de la Volga, dans les États Asie centrale, en Crimée et dans d’autres régions.

Les minéraux du premier groupe comprennent le lustre de plomb PbS, le lustre de cuivre Cu 2 S, le lustre d'argent - Ag 2 S, la blende de zinc - ZnS, la blende de cadmium - CdS, la pyrite ou la pyrite de fer - FeS 2, la chalcopyrite - CuFeS 2, le cinabre - HgS.

Les minéraux du deuxième groupe comprennent le gypse CaSO 4 2H 2 O, la mirabilite (sel de Glauber) - Na 2 SO 4 10H 2 O, la kiesérite - MgSO 4 H 2 O.

Le soufre se trouve dans le corps des animaux et des plantes, car il fait partie des molécules protéiques. Les composés organiques soufrés se trouvent dans le pétrole.

Reçu

1. Lors de l'obtention de soufre à partir de composés naturels, par exemple à partir de pyrites de soufre, il est chauffé à des températures élevées. La pyrite de soufre se décompose pour former du sulfure de fer (II) et du soufre :

2. Le soufre peut être obtenu par oxydation du sulfure d'hydrogène avec un manque d'oxygène selon la réaction :

2H 2 S+O 2 =2S+2H 2 O

3. Actuellement, il est courant d'obtenir du soufre en réduisant le dioxyde de soufre SO2 avec du carbone - un sous-produit de la fusion des métaux issus des minerais de soufre :

SO 2 +C = CO 2 +S

4. Les gaz d'échappement des fours métallurgiques et à coke contiennent un mélange de dioxyde de soufre et de sulfure d'hydrogène. Ce mélange est passé à haute température sur un catalyseur :

H 2 S+SO 2 =2H 2 O+3S

^ Propriétés physiques

Le soufre est une substance dure et cassante de couleur jaune citron. Il est pratiquement insoluble dans l'eau, mais est hautement soluble dans le sulfure de carbone CS 2, l'aniline et certains autres solvants.

Conduit mal la chaleur et électricité. Le soufre forme plusieurs modifications allotropiques :

1 . ^ Soufre rhombique (le plus stable), les cristaux ont la forme d'octaèdres.

Lorsque le soufre est chauffé, sa couleur et sa viscosité changent : d'abord, du jaune clair se forme, puis, à mesure que la température augmente, il s'assombrit et devient si visqueux qu'il ne s'écoule pas du tube à essai, la viscosité diminue ; encore une fois, et à 444,6 °C, le soufre bout.

2. ^ Soufre monoclinique - modification sous forme de cristaux en forme d'aiguilles jaune foncé, obtenue par refroidissement lent du soufre fondu.

3. Soufre plastique se forme si du soufre chauffé à ébullition est versé dans eau froide. S'étire facilement comme du caoutchouc (voir Fig. 19).

Le soufre naturel est constitué d'un mélange de quatre isotopes stables : 32 16 S, 33 16 S, 34 16 S, 36 16 S.

^ Propriétés chimiques

L'atome de soufre, ayant un niveau d'énergie externe incomplet, peut ajouter deux électrons et présenter un degré

Oxydation -2. Le soufre présente ce degré d'oxydation dans les composés avec des métaux et de l'hydrogène (Na 2 S, H 2 S). Lorsque des électrons sont cédés ou retirés à un atome d'un élément plus électronégatif, l'état d'oxydation du soufre peut être +2, +4, +6.

Au froid, le soufre est relativement inerte, mais avec l'augmentation de la température, sa réactivité augmente. 1. Avec les métaux, le soufre présente des propriétés oxydantes. Ces réactions produisent des sulfures (ne réagit pas avec l'or, le platine et l'iridium) : Fe+S=FeS

2. Avec de l'hydrogène à conditions normales le soufre ne réagit pas, et à 150-200°C une réaction réversible se produit :

3. Dans les réactions avec les métaux et l'hydrogène, le soufre se comporte comme un agent oxydant typique et, en présence d'agents oxydants puissants, il présente des propriétés réductrices.

S+3F 2 =SF 6 (ne réagit pas avec l'iode)

4. La combustion du soufre dans l'oxygène se produit à 280°C et dans l'air à 360°C. Cela produit un mélange de SO 2 et SO 3 :

S+O 2 =SO 2 2S+3O 2 =2SO 3

5. Lorsqu'il est chauffé sans accès à l'air, le soufre se combine directement avec le phosphore et le carbone, présentant des propriétés oxydantes :

2P+3S=P2S3 2S + C = CS2

6. Lorsqu'il interagit avec des substances complexes, le soufre se comporte principalement comme un agent réducteur :

7. Le soufre est capable de réactions de disproportion. Ainsi, lorsque la poudre de soufre est bouillie avec des alcalis, des sulfites et des sulfures se forment :

Application

Le soufre est largement utilisé dans l’industrie et l’agriculture. Environ la moitié de sa production sert à produire de l’acide sulfurique. Le soufre est utilisé pour vulcaniser le caoutchouc : dans ce cas, le caoutchouc se transforme en caoutchouc.

Sous forme de colorant soufré (poudre fine), le soufre est utilisé pour lutter contre les maladies de la vigne et du coton. Il est utilisé pour produire de la poudre à canon, des allumettes et des composés lumineux. En médecine, les pommades au soufre sont préparées pour traiter les maladies de la peau.

4.2. Sulfure d'hydrogène, sulfures, hydrosulfures

Le sulfure d'hydrogène est un analogue de l'eau. Sa formule électronique

Montre que dans l'éducation Obligations S-S-H deux électrons p du niveau externe de l'atome de soufre sont impliqués. La molécule H 2 S a une forme angulaire, elle est donc polaire.

^ Être dans la nature

Le sulfure d'hydrogène est présent naturellement dans les gaz volcaniques et dans les eaux de certaines sources minérales, par exemple Piatigorsk, Matsesta. Il se forme lors de la décomposition des substances organiques soufrées de divers restes animaux et végétaux. Ceci explique la caractéristique mauvaise odeur eaux usées, puisards et décharges.

Reçu

1. Le sulfure d'hydrogène peut être obtenu en combinant directement le soufre avec l'hydrogène lorsqu'il est chauffé :

2. Mais il est généralement obtenu par action de l'acide chlorhydrique ou sulfurique dilué sur le sulfure de fer (III) :

2HCl+FeS=FeCl 2 +H 2 S 2H + +FeS=Fe 2+ +H 2 S Cette réaction est souvent réalisée dans un appareil Kipp.

^ Propriétés physiques

Dans des conditions normales, le sulfure d’hydrogène est un gaz incolore avec une forte odeur caractéristique d’œufs pourris. Très toxique, lorsqu'il est inhalé, il se lie à l'hémoglobine, provoquant une paralysie qui est souvent

Ce qui mène à la mort. En petites concentrations, c'est moins dangereux. Il est nécessaire de travailler avec des sorbonnes ou avec des appareils hermétiquement fermés. Teneur admissible en H 2 S dans locaux de production est de 0,01 mg dans 1 litre d'air.

Le sulfure d'hydrogène est relativement soluble dans l'eau (à 20°C, 2,5 volumes de sulfure d'hydrogène se dissolvent dans 1 volume d'eau).

Une solution de sulfure d’hydrogène dans l’eau s’appelle eau sulfurée d'hydrogène ou acide sulfure d'hydrogène (il présente les propriétés d'un acide faible).

^ Propriétés chimiques

1. Lorsqu'il est fortement chauffé, le sulfure d'hydrogène se décompose presque complètement pour former du soufre et de l'hydrogène.

2. Le sulfure d'hydrogène brûle dans l'air avec une flamme bleue pour former de l'oxyde de soufre (IV) et de l'eau :

2H 2 S+3O 2 =2SO 2 +2H 2 O

Avec un manque d'oxygène, du soufre et de l'eau se forment : 2H 2 S + O 2 = 2S + 2H 2 O

3. Le sulfure d'hydrogène est un agent réducteur assez puissant. Cette propriété chimique importante peut s’expliquer comme suit. En solution, le H2S cède relativement facilement des électrons aux molécules d’oxygène de l’air :

Dans ce cas, l'oxygène de l'air oxyde le sulfure d'hydrogène en soufre, ce qui rend l'eau sulfurée d'hydrogène trouble :

2H 2 S+O 2 =2S+2H 2 O

Cela explique également le fait que le sulfure d'hydrogène ne s'accumule pas en très grande quantité dans la nature lors de la décomposition des substances organiques - l'oxygène de l'air l'oxyde en soufre libre.

4, Le sulfure d'hydrogène réagit vigoureusement avec les solutions halogènes, par exemple :

H 2 S+I 2 =2HI+S Du soufre est libéré et la solution d'iode se décolore.

5. Divers agents oxydants réagissent vigoureusement avec le sulfure d'hydrogène : lorsqu'ils sont exposés à acide nitrique du soufre libre se forme.

6. La solution de sulfure d'hydrogène a une réaction acide en raison de dissociations :

H 2 SН + +HS - HS - H + +S -2

Habituellement, la première étape prédomine. Il est très acide faible: plus faible que le charbon, qui déplace généralement le H 2 S des sulfures.

Sulfures et hydrosulfures

L'acide sulfurique d'hydrogène, en tant qu'acide dibasique, forme deux séries de sels :

Milieu - sulfures (Na 2 S);

Acide - hydrosulfures (NaHS).

Ces sels peuvent être obtenus : - par réaction d'hydroxydes avec de l'hydrogène sulfuré : 2NaOH + H 2 S = Na 2 S + 2H 2 O

Interaction directe du soufre avec les métaux :

Réaction d'échange de sels avec H 2 S ou entre sels :

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 +

Les hydrosulfures sont presque tous très solubles dans l'eau.

Les sulfures de métaux alcalins et alcalino-terreux sont également facilement solubles dans l’eau et incolores.

Sulfures métaux lourds pratiquement insoluble ou légèrement soluble dans l'eau (FeS, MnS, ZnS) ; certains d'entre eux ne se dissolvent pas dans les acides dilués (CuS, PbS, HgS).

En tant que sels d'un acide faible, les sulfures présents dans solutions aqueuses hautement hydrolysé. Par exemple, les sulfures de métaux alcalins ont une réaction alcaline lorsqu'ils sont dissous dans l'eau :

Na 2 S+ННNaHS+NaOH

Tous les sulfures, comme le sulfure d'hydrogène lui-même, sont des agents réducteurs énergétiques :

3PbS -2 +8HN +5 O 3(dilué) =3PbS +6 O 4 +4H 2 O+8N +2 O

Certains sulfures ont une couleur caractéristique : CuS et PbS - noir, CdS - jaune, ZnS - blanc, MnS - rose, SnS - marron, Al 2 S 3 - orange. L'analyse qualitative des cations est basée sur la solubilité différente des sulfures et les différentes couleurs de beaucoup d'entre eux.

^ 4.3. Oxyde de soufre (IV) et acide sulfureux

L'oxyde de soufre (IV), ou dioxyde de soufre, est dans des conditions normales un gaz incolore avec une odeur âcre et suffocante. Une fois refroidi à -10°C, il se liquéfie en un liquide incolore.

Reçu

1. Dans des conditions de laboratoire, l'oxyde de soufre (IV) est obtenu à partir de sels d'acide sulfureux en les traitant avec des acides forts :

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 +2H 2 O

2. De plus, le dioxyde de soufre est formé par l'interaction de l'acide sulfurique concentré lorsqu'il est chauffé avec des métaux peu actifs :

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. L'oxyde de soufre (IV) se forme également lorsque le soufre est brûlé dans l'air ou l'oxygène :

4. Dans des conditions industrielles, le SO 2 est obtenu par grillage de pyrite FeS 2 ou de minerais soufrés de métaux non ferreux (mélange de zinc ZnS, lustre de plomb PbS, etc.) :

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

Formule développée de la molécule SO 2 :

Quatre électrons de soufre et quatre électrons de deux atomes d'oxygène participent à la formation de liaisons dans une molécule de SO 2. La répulsion mutuelle des paires d'électrons de liaison et de la paire d'électrons solitaires du soufre donne à la molécule une forme angulaire.

Propriétés chimiques

1. L'oxyde de soufre (IV) présente toutes les propriétés des oxydes acides :

Interaction avec l'eau

Interaction avec les alcalis,

Interaction avec les oxydes basiques.

2. L'oxyde de soufre (IV) se caractérise par des propriétés réductrices :

S +4 O 2 +O 0 2 2S +6 O -2 3 (en présence d'un catalyseur, lorsqu'il est chauffé)

Mais en présence d'agents réducteurs forts, le SO 2 se comporte comme un agent oxydant :

La dualité rédox de l'oxyde de soufre (IV) s'explique par le fait que le soufre a un état d'oxydation de +4, et donc il peut, en donnant 2 électrons, être oxydé en S +6, et en acceptant 4 électrons, réduit au S°. La manifestation de certaines propriétés dépend de la nature du composant réagissant.

L'oxyde de soufre (IV) est très soluble dans l'eau (40 volumes de SO 2 se dissolvent dans 1 volume à 20°C). Dans ce cas, il se forme de l'acide sulfureux, qui n'existe qu'en solution aqueuse :

SO 2 +H 2 OH 2 SO 3

La réaction est réversible. Dans une solution aqueuse, l'oxyde de soufre (IV) et l'acide sulfureux sont en équilibre chimique, qui peut être décalé. Lors de la liaison de H 2 SO 3 (neutralisation de l'acide

You) la réaction se déroule vers la formation d'acide sulfureux ; lorsque le SO 2 est éliminé (en soufflant à travers une solution d'azote ou en chauffant), la réaction se poursuit vers les substances de départ. Une solution d'acide sulfureux contient toujours de l'oxyde de soufre (IV), ce qui lui confère une odeur âcre.

L'acide sulfureux possède toutes les propriétés des acides. En solution, il se dissocie par étapes :

H 2 SO 3 H + +HSO - 3 HSO - 3 H + +SO 2- 3

Thermiquement instable, volatile. L'acide sulfureux, en tant qu'acide dibasique, forme deux types de sels :

Moyen - sulfites (Na 2 SO 3);

Acide - hydrosulfites (NaHSO 3).

Les sulfites se forment lorsqu'un acide est complètement neutralisé par un alcali :

H 2 SO 3 +2NaOH=Na 2 SO 3 +2H 2 O

Les hydrosulfites sont obtenus en cas de manque d'alcali :

H 2 SO 3 +NaOH=NaHSO 3 +H 2 O

L'acide sulfureux et ses sels ont à la fois des propriétés oxydantes et réductrices, déterminées par la nature du partenaire réactionnel.

1. Ainsi, sous l'influence de l'oxygène, les sulfites sont oxydés en sulfates :

2Na 2 S +4 O 3 +O 0 2 =2Na 2 S +6 O -2 4

L'oxydation de l'acide sulfureux avec le brome et le permanganate de potassium se produit encore plus facilement :

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 présence d'agents réducteurs plus énergétiques, les sulfites présentent des propriétés oxydantes :

Presque tous les hydrosulfites et sulfites de métaux alcalins se dissolvent à partir des sels d'acide sulfureux.

3. Puisque H 2 SO 3 est un acide faible, lorsque les acides agissent sur les sulfites et les hydrosulfites, du SO 2 est libéré. Cette méthode est généralement utilisée pour obtenir du SO 2 en conditions de laboratoire :

NaHSO 3 +H 2 SO 4 =Na 2 SO 4 +SO 2 +H 2 O

4. Les sulfites solubles dans l'eau sont facilement hydrolysés, ce qui entraîne une augmentation de la concentration d'ions OH - dans la solution :

Na 2 SO 3 +HONNaHSO 3 +NaOH

Application

L'oxyde de soufre (IV) et l'acide sulfureux décolorent de nombreux colorants, formant avec eux des composés incolores. Ce dernier peut se décomposer à nouveau lorsqu'il est chauffé ou exposé à la lumière, ce qui rétablit la couleur. Par conséquent, l'effet blanchissant du SO 2 et du H 2 SO 3 diffère de l'effet blanchissant du chlore. Généralement, l'oxyde de soufre (IV) est utilisé pour blanchir la laine, la soie et la paille.

L'oxyde de soufre (IV) tue de nombreux micro-organismes. Par conséquent, pour détruire les moisissures, ils fumigent les sous-sols humides, les caves, les tonneaux de vin, etc. Il est également utilisé pour le transport et le stockage des fruits et des baies. L'oxyde de soufre IV) est utilisé en grande quantité pour produire de l'acide sulfurique.

Une application importante se trouve dans une solution d'hydrosulfite de calcium CaHSO 3 (lessive de sulfite), utilisée pour traiter la pâte de bois et la pâte à papier.

^ 4.4. Oxyde de soufre (VI). Acide sulfurique

L'oxyde de soufre (VI) (voir tableau 20) est un liquide incolore qui se solidifie à une température de 16,8°C en une masse cristalline solide. Il absorbe très fortement l'humidité, formant de l'acide sulfurique : SO 3 + H 2 O= H 2 SO 4

Tableau 20. Propriétés des oxydes de soufre

La dissolution de l'oxyde de soufre (VI) dans l'eau s'accompagne du dégagement d'une quantité importante de chaleur.

L'oxyde de soufre (VI) est très soluble dans l'acide sulfurique concentré. Une solution de SO 3 dans de l'acide anhydre est appelée oléum. Les oléums peuvent contenir jusqu'à 70 % de SO 3 .

Reçu

1. L'oxyde de soufre (VI) est obtenu par oxydation du dioxyde de soufre avec l'oxygène de l'air en présence de catalyseurs à une température de 450°C (voir. Préparation de l'acide sulfurique) :

2SO 2 +O 2 =2SO 3

2. Une autre façon d'oxyder le SO 2 en SO 3 consiste à utiliser l'oxyde nitrique (IV) comme agent oxydant :

L'oxyde d'azote (II) obtenu lors de l'interaction avec l'oxygène atmosphérique se transforme facilement et rapidement en oxyde d'azote (IV) : 2NO+O 2 = 2NO 2

Qui peut à nouveau être utilisé dans l'oxydation du SO 2. Par conséquent, le NO 2 agit comme transporteur d’oxygène. Cette méthode d'oxydation du SO 2 en SO 3 est appelée nitreuse. La molécule SO 3 a la forme d'un triangle au centre duquel

L'atome de soufre se trouve :

Cette structure est due à la répulsion mutuelle des paires d’électrons de liaison. L'atome de soufre a fourni six électrons externes pour leur formation.

Propriétés chimiques

1. SO 3 est un oxyde d'acide typique.

2. L'oxyde de soufre (VI) possède les propriétés d'un agent oxydant puissant.

Application

L'oxyde de soufre (VI) est utilisé pour produire de l'acide sulfurique. Valeur la plus élevée dispose d'un mode de réception par contact

Acide sulfurique. En utilisant cette méthode, vous pouvez obtenir du H 2 SO 4 de n'importe quelle concentration, ainsi que de l'oléum. Le processus comprend trois étapes : obtention du SO 2 ; oxydation du SO 2 en SO 3 ; obtenir H 2 SO 4 .

SO 2 est obtenu en grillant la pyrite FeS 2 dans des fours spéciaux : 4FeS 2 +11O 2 =2Fe 2 O 3 +8SO 2

Pour accélérer la cuisson, la pyrite est pré-broyée et pour brûler plus complètement le soufre, on introduit beaucoup plus d'air (oxygène) que ce qui est nécessaire à la réaction. Le gaz sortant du four est constitué d'oxyde de soufre (IV), d'oxygène, d'azote, de composés d'arsenic (provenant des impuretés des pyrites) et de vapeur d'eau. C'est ce qu'on appelle le gaz de torréfaction.

Le gaz de torréfaction est soumis à un nettoyage en profondeur, car même une faible teneur en composés d'arsenic, ainsi que de poussière et d'humidité, empoisonne le catalyseur. Le gaz est purifié des composés d'arsenic et des poussières en le faisant passer à travers des filtres électriques spéciaux et une tour de lavage ; l'humidité est absorbée par l'acide sulfurique concentré dans la tour de séchage. Le gaz purifié contenant de l'oxygène est chauffé dans un échangeur de chaleur à 450°C et entre dans l'appareil de contact. À l'intérieur de l'appareil de contact se trouvent des étagères en treillis remplies de catalyseur.

Auparavant, du platine métallique finement broyé était utilisé comme catalyseur. Par la suite, il a été remplacé par des composés de vanadium - l'oxyde de vanadium (V) V 2 O 5 ou le sulfate de vanadyle VOSO 4, qui sont moins chers que le platine et s'empoisonnent plus lentement.

La réaction d'oxydation du SO 2 en SO 3 est réversible :

2SO 2 +O 2 2SO 3

Une augmentation de la teneur en oxygène dans le gaz de torréfaction augmente le rendement en oxyde de soufre (VI) : à une température de 450°C, il atteint généralement 95 % et plus.

L'oxyde de soufre (VI) résultant est ensuite introduit à contre-courant dans la tour d'absorption, où il est absorbé par l'acide sulfurique concentré. Au fur et à mesure de la saturation, il se forme d'abord de l'acide sulfurique anhydre, puis de l'oléum. Par la suite, l'oléum est dilué à 98 % d'acide sulfurique et fourni aux consommateurs.

Formule développée de l'acide sulfurique :

^ Propriétés physiques

L'acide sulfurique est un liquide huileux, incolore et lourd qui cristallise à +10,4°C, soit presque deux fois plus. ( =1,83 g/cm 3) plus lourd que l'eau, inodore, non volatil. Extrêmement hygroscopique. Absorbe l'humidité et libère grande quantité chauffer, vous ne pouvez donc pas ajouter d'eau à l'acide sulfurique concentré - l'acide éclaboussera. Pour les temps

Ajoutez de l'acide sulfurique à l'eau par petites portions.

L'acide sulfurique anhydre dissout jusqu'à 70 % de l'oxyde de soufre (VI). Lorsqu'il est chauffé, il sépare le SO 3 jusqu'à ce qu'une solution avec une fraction massique de H 2 SO 4 de 98,3 % se forme. Le H 2 SO 4 anhydre ne conduit presque pas le courant électrique.

^ Propriétés chimiques

1. Se mélange avec de l'eau dans n'importe quel rapport et forme des hydrates de diverses compositions :

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. L'acide sulfurique concentré carbonise les substances organiques - sucre, papier, bois, fibres, en éliminant les éléments eau :

C 12 H 22 O 11 + H 2 SO 4 = 12 C + H 2 SO 4 11 H 2 O

Le carbone résultant réagit partiellement avec l'acide :

Le séchage des gaz est basé sur l'absorption de l'eau par l'acide sulfurique.

Comment un acide fort non volatil H 2 SO 4 déplace les autres acides des sels secs :

NaNO 3 +H 2 SO 4 =NaHSO 4 +HNO 3

Cependant, si vous ajoutez du H 2 SO 4 à des solutions salines, le déplacement des acides ne se produit pas.

H 2 SO 4 est un acide dibasique fort : H 2 SO 4 H + +HSO - 4 HSO - 4 H + +SO 2- 4

Il possède toutes les propriétés des acides forts non volatils.

L'acide sulfurique dilué se caractérise par toutes les propriétés des acides non oxydants. A savoir : il interagit avec les métaux qui sont dans la série électrochimique des tensions métalliques jusqu'à l'hydrogène :

L'interaction avec les métaux se produit en raison de la réduction des ions hydrogène.

6. L'acide sulfurique concentré est un agent oxydant puissant. Lorsqu'il est chauffé, il oxyde la plupart des métaux, y compris ceux de la série de tensions électrochimiques après l'hydrogène. Il ne réagit pas uniquement avec le platine et l'or. Selon l'activité du métal, les produits de réduction peuvent être S -2, S° et S +4.

Par temps froid, l'acide sulfurique concentré n'interagit pas avec les métaux forts tels que l'aluminium, le fer et le chrome. Ceci s'explique par la passivation des métaux. Cette fonctionnalité est largement utilisée lors du transport dans des conteneurs en fer.

Cependant, lorsqu'il est chauffé :

Ainsi, l'acide sulfurique concentré interagit avec les métaux en raison de la réduction des atomes acidifiants.

La réaction qualitative à l'ion sulfate SO 2-4 est la formation d'un précipité cristallin blanc de BaSO 4, insoluble dans l'eau et les acides :

SO 2- 4 +Ba +2 BaSO 4 

Application

L'acide sulfurique est un produit essentiel de l'industrie chimique de base impliquée dans la production de substances non polluantes.

Acides organiques, alcalis, sels, engrais minéraux et le chlore.

En termes de variété d'applications, l'acide sulfurique occupe la première place parmi les acides. La plus grande quantité il est utilisé pour produire des engrais phosphorés et azotés. Étant non volatil, l'acide sulfurique est utilisé pour produire d'autres acides : chlorhydrique, fluorhydrique, phosphorique et acétique.

Une grande partie est utilisée pour purifier les produits pétroliers - essence, kérosène, huiles lubrifiantes - des impuretés nocives. En construction mécanique, l'acide sulfurique est utilisé pour nettoyer la surface métallique des oxydes avant revêtement (nickelage, chromage, etc.). L'acide sulfurique est utilisé dans la production d'explosifs, de fibres artificielles, de colorants, de plastiques et bien d'autres. Il sert à remplir les batteries.

Les sels d'acide sulfurique sont importants.

^ Sulfate de sodium Na 2 SO 4 cristallise à partir de solutions aqueuses sous forme de Na 2 SO 4 · 10H 2 O hydraté, appelé sel de Glauber. Utilisé en médecine comme laxatif. Le sulfate de sodium anhydre est utilisé dans la production de soude et de verre.

^ Sulfate d'ammonium(NH 4) 2 SO 4 - engrais azoté.

Sulfate de potassium K 2 SO 4 - engrais potassique.

Sulfate de calcium CaSO 4 se présente dans la nature sous la forme du minéral de gypse CaSO 4 2H 2 O. Lorsqu'il est chauffé à 150°C, il perd une partie de son eau et se transforme en un hydrate de composition 2CaSO 4 H 2 O, appelé gypse brûlé, ou albâtre. L'albâtre, lorsqu'il est mélangé avec de l'eau pour former une masse pâteuse, durcit à nouveau après un certain temps et se transforme en CaSO 4 2H 2 O. Le gypse est largement utilisé dans la construction (plâtre).

^ Sulfate de magnésium MgSO 4 est contenu dans eau de mer, provoquant son goût amer. L'hydrate de cristal, appelé sel amer, est utilisé comme laxatif.

Vitriol- nom technique des hydrates cristallins de sulfates métalliques Fe, Cu, Zn, Ni, Co (les sels déshydratés ne sont pas du vitriol). Sulfate de cuivre CuSO 4 5H 2 O - substance toxique de couleur bleue. Sa solution diluée est pulvérisée sur les plantes et les graines sont traitées avant le semis. pierre à encre FeSO 4 7H 2 O est une substance vert clair. Utilisé pour lutter contre les ravageurs des plantes, préparer des encres, des peintures minérales, etc. Sulfate de zinc ZnSO 4 7H 2 O est utilisé dans la production de peintures minérales, dans l'impression calicot et en médecine.

^ 4.5. Esters d'acide sulfurique. Thiosulfate de sodium

Les esters de l'acide sulfurique comprennent les sulfates de dialkyle (RO 2)SO 2. Ce sont des liquides à haut point d’ébullition ; les inférieurs sont solubles dans l'eau; en présence d'alcalis, ils forment des sels d'alcool et d'acide sulfurique. Les sulfates de dialkyle inférieur sont des agents alkylants.

Sulfate de diéthyle(C 2 H 5) 2 SO 4. Point de fusion -26°C, point d'ébullition 210°C, soluble dans les alcools, insoluble dans l'eau. Obtenu en faisant réagir de l'acide sulfurique avec de l'éthanol. C'est un agent éthylant en synthèse organique. Pénètre à travers la peau.

Sulfate de diméthyle(CH 3) 2 DONC 4. Point de fusion -26,8°C, point d'ébullition 188,5°C. Soluble dans les alcools, peu soluble dans l'eau. Réagit avec l'ammoniac en l'absence de solvant (de manière explosive) ; sulfonate certains composés aromatiques, tels que les esters phénoliques. Il est obtenu en faisant réagir 60 % d'oléum avec du méthanol à 150°C. C'est un agent de méthylation en synthèse organique. Cancérogène, affecte les yeux, la peau et les organes respiratoires.

^ Thiosulfate de sodium Na2S2O3

Sel d'acide thiosulfurique dans lequel les deux atomes de soufre ont des états d'oxydation différents : +6 et -2. Substance cristalline, hautement soluble dans l'eau. Il est produit sous forme d'hydrate cristallin Na 2 S 2 O 3 5H 2 O, communément appelé hyposulfite. Il est obtenu en faisant réagir du sulfite de sodium avec du soufre lors de l'ébullition :

Na 2 SO 3 +S=Na 2 S 2 O 3

Comme l'acide thiosulfurique, c'est un agent réducteur puissant. Il est facilement oxydé par le chlore en acide sulfurique :

Na 2 S 2 O 3 +4Cl 2 +5H 2 O=2H 2 SO 4 +2NaCl+6HCl

C'est sur cette réaction que repose l'utilisation du thiosulfate de sodium pour absorber le chlore (dans les premiers masques à gaz).

L'oxydation du thiosulfate de sodium par des agents oxydants faibles se produit quelque peu différemment. Dans ce cas, il se forme des sels d'acide tétrathionique, par exemple :

2Na 2 S 2 O 3 +I 2 =Na 2 S 4 O 6 +2NaI

Le thiosulfate de sodium est un sous-produit de la production de NaHSO 3, colorants soufrés, lors de la purification des gaz industriels du soufre. Utilisé pour éliminer les traces de chlore après blanchiment des tissus, pour extraire l'argent des minerais ; C'est un fixateur en photographie, un réactif en iodométrie, un antidote aux intoxications aux composés d'arsenic et de mercure et un agent anti-inflammatoire.

La majeure partie de l’oxyde de soufre (IV) est utilisée pour produire de l’acide sulfureux. L'oxyde de soufre (IV) est également utilisé pour obtenir divers sels d'acide sulfureux. L'acide sulfurique présente des propriétés acides dans les réactions avec les bases et les oxydes basiques. L'acide sulfurique étant dibasique, il forme deux séries de sels : moyens - sulfates, par exemple Na2SO4, et acides - hydrosulfates, par exemple NaHSO4.

Il se dissout également dans l'éthanol et l'acide sulfurique. En présence d'agents réducteurs puissants, le SO2 est capable de présenter des propriétés oxydantes. Les retombées des aérosols d'acide sulfurique provenant des torchères des usines chimiques sont plus souvent observées dans les nuages ​​bas et humidité élevée air.

Le dioxyde de soufre atteint ses concentrations les plus élevées dans l'hémisphère nord, en particulier sur le territoire des États-Unis, de l'Europe, de la Chine, de la partie européenne de la Russie et de l'Ukraine. La formation d'un précipité blanc de BaSO4 (insoluble dans les acides) permet d'identifier l'acide sulfurique et les sulfates solubles.

L'acide sulfureux n'existe qu'en solution. Le trioxyde de soufre présente des propriétés acides. Cette réaction est utilisée pour produire le produit le plus important de l’industrie chimique : l’acide sulfurique. Étant donné que le soufre présent dans le trioxyde de soufre a l'état d'oxydation le plus élevé, l'oxyde de soufre (VI) présente des propriétés oxydantes.

Question : Quelles propriétés chimiques des acides connaissez-vous ? Également utilisé comme conservateur ( complément alimentaire E220). Puisque ce gaz tue les micro-organismes, il est utilisé pour fumiger les magasins de légumes et les entrepôts. Entreprises pyrométallurgiques de métaux non ferreux et métallurgie ferreuse, ainsi que les centrales thermiques émettent chaque année des dizaines de millions de tonnes d'anhydride sulfurique dans l'atmosphère. 4. Des réactions d'auto-oxydation-autoréduction du soufre sont également possibles lorsqu'il interagit avec les sulfites.

Ainsi, le SO2, l'acide sulfureux et ses sels peuvent présenter des propriétés à la fois oxydantes et réductrices. Le sulfure d'hydrogène est utilisé pour la production de soufre, de sulfites, de thiosulfates et d'acide sulfurique, et en laboratoire pour la précipitation des sulfures. Il est utilisé dans la production d'acides phosphorique, chlorhydrique, borique, fluorhydrique et autres.

Il présente les propriétés typiques des oxydes acides et est très soluble dans l'eau, formant de l'acide sulfureux faible. Propriétés chimiques de l'acide sulfurique dans dans une large mesure dépend de sa concentration. Le sulfate de cuivre CuSO4 5H2O est utilisé dans agriculture pour lutter contre les ravageurs et les maladies des plantes.

Composés soufrés avec état d'oxydation +1

3. Écrire des équations de réaction caractérisant les propriétés de l'acide sulfurique dilué comme électrolyte. Le soufre plastique est de couleur foncée et peut s’étirer comme du caoutchouc. Le processus d'oxydation d'un oxyde à un autre est réversible. Effets thermiques réactions chimiques. Modifications périodiques des propriétés des oxydes, hydroxydes, composés hydrogènes éléments chimiques. Propriétés physiques et chimiques de l'hydrogène.

Se dissout dans l'eau pour former de l'acide sulfureux instable ; solubilité 11,5 g/100 g d'eau à 20 °C, diminue avec l'augmentation de la température. Cet effet vasodilatateur du dioxyde de soufre est médié par les canaux calciques sensibles à l'ATP et les canaux calciques de type L (« dihydropyridine »). Le dioxyde de soufre présent dans l'atmosphère terrestre affaiblit considérablement l'influence des gaz à effet de serre (dioxyde de carbone, méthane) sur l'augmentation de la température atmosphérique.

La variété des formes de trioxyde de soufre est associée à la capacité des molécules de SO3 à polymériser en raison de la formation de liaisons donneur-accepteur. Les structures polymères du SO3 se transforment facilement les unes dans les autres, et le SO3 solide est généralement constitué d'un mélange de différentes formes dont la teneur relative dépend des conditions de préparation de l'anhydride sulfurique.

Le sulfate de fer FeSO4 7H2O était auparavant utilisé pour traiter la gale, les helminthiases et les tumeurs des glandes, et est actuellement utilisé pour lutter contre les ravageurs agricoles. Le sel de Glauber (mirabilite) Na2SO4 10H2O a été obtenu par le chimiste allemand I.R. Glauber par action de l'acide sulfurique sur le chlorure de sodium ; il est utilisé en médecine comme laxatif ;

Il est instable et se décompose en dioxyde de soufre et en eau. L'acide sulfureux n'est pas un acide fort. C'est un acide de force moyenne qui se dissocie progressivement. L'acide sulfurique subit trois types de réactions : acide-base, échange d'ions et redox.

Il est préférable d'effectuer ces réactions avec de l'acide sulfurique dilué. L'acide sulfurique est caractérisé par des réactions d'échange d'ions. Le dégagement de gaz se produit lors de réactions avec des sels d'acides instables, qui se décomposent pour former des gaz (carbonique, dioxyde de soufre, sulfure d'hydrogène) ou pour former des acides volatils tels que l'acide chlorhydrique.

Attention! Les aperçus des diapositives sont fournis à titre informatif uniquement et peuvent ne pas représenter toutes les fonctionnalités de la présentation. Devoir : Écrire une équation pour la dissociation de l'acide sulfureux.

Il est intéressant de noter que la sensibilité au SO2 varie considérablement selon les individus, les animaux et les plantes. Le thiosulfate de sodium contient deux atomes de soufre dans divers états d'oxydation et présente des propriétés réductrices.

Le SO2 décolore les colorants organiques et est utilisé pour blanchir la soie, la laine et la paille. L'acide sulfurique concentré est utilisé pour purifier les produits pétroliers du soufre et des produits insaturés. composés organiques. En raison de sa forte hygroscopique, il est utilisé pour sécher les gaz et concentrer l'acide nitrique.

Sulfure d'hydrogène et sulfures. Lorsque le sulfure d'hydrogène est dissous dans l'eau, il se forme un acide hydrosulfure faible, dont les sels sont appelés sulfures. Les sels d'acide sulfureux, en tant qu'acide dibasique, peuvent être des sulfites moyens, par exemple le sulfite de sodium Na2SO3, et des hydrosulfites acides, par exemple l'hydrosulfite de sodium NaHSO3.

Il est également utilisé comme solvant dans les laboratoires. Enseignant : L'acide sulfureux est un composé instable, se décompose facilement en oxyde de soufre (IV) et en eau, il n'existe donc que dans des solutions aqueuses. Dans la tour d'absorption, l'oxyde de soufre (VI) est absorbé par l'acide sulfurique concentré. En raison de sa production en grande quantité sous forme de déchets, le dioxyde de soufre est l'un des principaux gaz polluants l'atmosphère.