Оксид серы в серную кислоту уравнение

Оксид серы (VI) и серная кислота

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

SO ₃ хорошо растворяется в 100%-ной серной кислоте, этот раствор называется олеумом.

1) Серный ангидрид — кислотный оксид.

Взаимодействие с водой

При растворении в воде дает сильную двухосновную серную кислоту:

Диссоциация протекает ступенчато:

H ₂ SO ₄→ H + + HSO ₄ — (первая ступень, образуется гидросульфат – ион)

HSO ₄ — → H + + SO ₄ 2- (вторая ступень, образуется сульфат – ион)

H ₂ SO ₄ образует два ряда солей — средние (сульфаты) и кислые (гидросульфаты)

Взаимодействие со щелочами

NaOH + SO ₃ (избыток) → NaHSO ₄

Взаимодействие с основными оксидами

Серная кислота

Физические свойства серной кислоты:
Тяжелая маслянистая жидкость (“купоросное масло”);
плотность 1,84 г/см3; нелетучая, хорошо растворима в воде – с сильным нагревом; t°пл. = 10,3°C, t°кип. = 296°С, очень гигроскопична, обладает водоотнимающими свойствами (обугливание бумаги, дерева, сахара).

Теплота гидратации настолько велика, что смесь может вскипать, разбрызгиваться и вызывать ожоги. Поэтому необходимо добавлять кислоту к воде, а не наоборот, поскольку при добавлении воды к кислоте более легкая вода окажется на поверхности кислоты, где и сосредоточится вся выделяющаяся теплота.

Промышленное производство серной кислоты (контактный способ):

Измельчённый очищенный влажный пирит (серный колчедан) сверху засыпают в печь для обжига в “кипящем слое“. Снизу (принцип противотока) пропускают воздух, обогащённый кислородом.
Из печи выходит печной газ, состав которого: SO₂, O₂, пары воды (пирит был влажный) и мельчайшие частицы огарка (оксида железа). Газ очищают от примесей твёрдых частиц (в циклоне и электрофильтре) и паров воды (в сушильной башне).
В контактном аппарате происходит окисление сернистого газа с использованием катализатора V ₂ O ₅ ( пятиокись ванадия) для увеличения скорости реакции. Процесс окисления одного оксида в другой является обратимым. Поэтому подбирают оптимальные условия протекания прямой реакции – повышенное давление (т.к прямая реакция идет с уменьшением общего объема) и температура не выше 500 С ( т.к реакция экзотермическая).

В поглотительной башне происходит поглощение оксида серы (VI) концентрированной серной кислотой.
Поглощение водой не используют, т.к оксид серы растворяется в воде с выделением большого количества теплоты, поэтому образующаяся серная кислота закипает и превращается в пар. Для того, чтобы не образовывалось сернокислотного тумана, используют 98%-ную концентрированную серную кислоту. Оксид серы очень хорошо растворяется в такой кислоте, образуя олеум: H₂SO₄·nSO₃

Химические свойства серной кислоты:

H₂SO₄ – сильная двухосновная кислота, одна из самых сильных минеральных кислот, из-за высокой полярности связь Н – О легко разрывается.

1) В водном растворе серная кислота диссоциирует, образуя ион водорода и кислотный остаток:
H₂SO₄ = H + + HSO₄ – ;
HSO₄ – = H + + SO₄ 2- .
Суммарное уравнение:
H₂SO₄ = 2H + + SO₄ 2- .

2) Взаимодействие серной кислоты с металлами:
Разбавленная серная кислота растворяет только металлы, стоящие в ряду напряжений левее водорода:
Zn 0 + H₂ +1 SO₄(разб) → Zn +2 SO₄ + H₂

3) Взаимодействие серной кислоты с основными оксидами:
CuO + H₂SO₄ → CuSO₄ + H₂O

5) Обменные реакции с солями:
BaCl₂ + H₂SO₄ → BaSO₄↓ + 2HCl
Образование белого осадка BaSO₄ (нерастворимого в кислотах) используется для обнаружения серной кислоты и растворимых сульфатов (качественная реакция на сульфат ион).

Особые свойства концентрированной H₂SO₄ :

1) Концентрированная серная кислота является сильным окислителем; при взаимодействии с металлами (кроме Au, Pt) восстанавливаться до S +4 O₂, S 0 или H₂S -2 в зависимости от активности металла. Без нагревания не реагирует с Fe, Al, Cr – пассивация. При взаимодействии с металлами, обладающими переменной валентностью, последние окисляются до более высоких степеней окисления, чем в случае с разбавленным раствором кислоты: Fe 0 → Fe 3+ , Cr 0 → Cr 3+ , Mn 0 → Mn 4+ ,Sn 0 → Sn 4+

Активный металл

8 Al + 15 H₂SO_4(конц.)→4Al₂(SO₄)₃ + 12H₂O + 3H₂S
4│2Al 0 – 6e – → 2Al 3+ – окисление
3│ S 6+ + 8e → S 2– восстановление

Металл средней активности

2Cr + 4 H₂SO_4(конц.)→ Cr₂(SO₄)₃ + 4 H₂O + S
1│ 2Cr 0 – 6e →2Cr 3+ – окисление
1│ S 6+ + 6e → S 0 – восстановление

Металл малоактивный

2) Концентрированная серная кислота окисляет некоторые неметаллы как правило до максимальной степени окисления, сама восстанавливается до S +4 O₂:

3) Окисление сложных веществ:
Серная кислота окисляет HI и НВг до свободных галогенов:
2 КВr + 2Н₂SO₄ = К₂SО₄ + SO₂ + Вr₂ + 2Н₂О
2 КI + 2Н₂SО₄ = К₂SO₄ + SO₂ + I₂ + 2Н₂О
Концентрированная серная кислота не может окислить хлорид-ионы до свободного хлора, что дает возможность получать НСl по реакции обмена:
NаСl + Н₂SO₄(конц.) = NаНSO₄ + НСl

Серная кислота отнимает химически связанную воду от органических соединений, содержащих гидроксильные группы. Дегидратация этилового спирта в присутствии концентрированной серной кислоты приводит к получению этилена:
С₂Н₅ОН = С₂Н₄ + Н₂О.

Обугливание сахара, целлюлозы, крахмала и др. углеводов при контакте с серной кислотой объясняется также их обезвоживанием:
C₆H₁₂O₆ + 12H₂SO₄ = 18H₂O + 12SO₂↑ + 6CO₂↑.

Оксиды серы. Серная кислота

Сера с кислородом образует два оксида: SO₂ – оксид серы (IV) и SO₃ – оксид серы (VI).

Оксид серы (IV) — SO₂ (сернистый газ, сернистый ангидрид)

Сернистый газ – это бесцветный газ с резким запахом, ядовит. Тяжелее воздуха более чем в два раза. Хорошо растворяется в воде. При комнатной температуре в одном объёме воды растворяется около 40 объёмов сернистого газа, при этом образуется сернистая кислота H₂SO₃.

Химические свойства

Сернистый газ – типичный кислотный оксид. Он взаимодействует:

а) с основаниями, образуя два типа солей: кислые (гидросульфиты) и средние (сульфиты):

б) с основными оксидами:

Сернистая кислота существуют только в растворе, относится к двухосновным кислотам. Сернистая кислота обладает всеми общими свойствами кислот.

Окислительно – восстановительные свойства

В окислительно-восстановительных процессах сернистый газ может быть как окислителем, так и восстановителем, потому что атом серы в этом соединении имеет промежуточную степень окисления +4.

Как окислитель SO₂ реагирует с более сильными восстановителями, например с сероводородом:

Как восстановитель SO₂ реагирует с более сильными окислителями, например с кислородом в присутствии катализатора, с хлором и т.д.:

Получение

1) Сернистый газ образуется при горении серы:

2) В промышленности его получают при обжиге пирита:

3) В лаборатории сернистый газ можно получить:

а) при действии кислот на сульфиты:

б) при взаимодействии концентрированной серной кислоты с тяжелыми металлами:

Применение

Сернистый газ находит широкое применение в текстильной промышленности для отбеливания различных изделий. Кроме того, его используют в сельском хозяйстве для уничтожения вредных микроорганизмов в теплицах и погребах. В больших количествах SO₂ идет на получение серной кислоты.

Оксид серы (VI) – SO₃ (серный ангидрид)

Серный ангидрид SO₃ – это бесцветная жидкость, которая при температуре ниже 17 о С превращается в белую кристаллическую массу. Очень хорошо поглощает влагу (гигроскопичен).

Химические свойства

Как типичный кислотный оксид серный ангидрид взаимодействует:

а) с основаниями, образуя два типа солей – кислые (гидросульфиты) и средние (сульфаты):

Особым свойством SO₃ является его способность хорошо растворяться в серной кислоте. Раствор SO₃ в серной кислоте имеет название олеум.

Оксид серы (VI) характеризуется сильными окислительными свойствами (обычно восстанавливается до SO₂):

Получение и применение

Серный ангидрид образуется при окислении сернистого газа:

В чистом виде серный ангидрид практического значения не имеет. Он получается как промежуточный продукт при производстве серной кислоты.

Серная кислота H₂SO₄

Упоминания о серной кислоте впервые встречаются у арабских и европейских алхимиков. Ее получали, прокаливая на воздухе железный купорос (FeSO₄∙7H₂O): 2FeSO₄ = Fe₂O₃ + SO₃↑ + SO₂↑ либо смесь серы с селитрой: 6KNO₃ + 5S = 3K₂SO₄ + 2SO₃↑ + 3N₂↑, а выделяющиеся пары серного ангидрида конденсировали. Поглощая влагу, они превращались в олеум. В зависимости от способа приготовления H₂SO₄ называли купоросным маслом или серным маслом. В 1595 г. алхимик Андреас Либавий установил тождественность обоих веществ.

Долгое время купоросное масло не находило широкого применения. Интерес к нему сильно возрос после того, как в XVIII в. был открыт процесс получения из индиго индигокармина – устойчивого синего красителя. Первую фабрику по производству серной кислоты основали недалеко от Лондона в 1736 г. Процесс осуществляли в свинцовых камерах, на дно которых наливали воду. В верхней части камеры сжигали расплавленную смесь селитры с серой, затем туда запускали воздух. Процедуру повторяли до тех пор, пока на дне ёмкости не образовывалась кислота требуемой концентрации.

В XIX в. способ усовершенствовали: вместо селитры стали использовать азотную кислоту (она при разложении в камере даёт NO₂). Чтобы возвращать в систему нитрозные газы были сконструированы специальные башни, которые и дали название всему процессу – башенный процесс. Заводы, работающие по башенному методу, существуют и в наше время.

Серная кислота

Серная кислота – это тяжелая маслянистая жидкость без цвета и запаха, гигроскопична; хорошо растворяется в воде. При растворении концентрированной серной кислоты в воде выделяется большое количество тепла, поэтому ее надо осторожно приливать в воду (а не наоборот!) и перемешивать раствор.

Раствор серной кислоты в воде с содержанием H₂SO₄ менее 70% обычно называют разбавленной серной кислотой, а раствор более 70% — концентрированной серной кислотой.

Химические свойства

Разбавленная серная кислота проявляет все характерные свойства сильных кислот. Она реагирует:

Процесс взаимодействия ионов Ва 2+ с сульфат-ионами SO₄ 2+ приводит к образованию белого нерастворимого осадка BaSO₄. Это качественная реакция на сульфат-ион.

Окислительно – восстановительные свойства

В разбавленной H₂SO₄ окислителями являются ионы водорода Н + , а в концентрированной – сульфат-ионы SO₄ 2+ . Ионы SO₄ 2+ являются более сильными окислителями, чем ионы Н + (см.схему).

В разбавленной серной кислоте растворяются металлы, которые в электрохимическом ряду напряжений находятся до водорода. При этом образуются сульфаты металлов и выделяется водород:

Металлы, которые в электрохимическом ряду напряжений находятся после водорода, не реагируют с разбавленной серной кислотой:

Концентрированная серная кислота является сильным окислителем, особенно при нагревании. Она окисляет многие металлы, неметаллы и некоторые органические вещества.

При взаимодействии концентрированной серной кислоты с металлами, которые в электрохимическом ряду напряжений находятся после водорода (Cu, Ag, Hg), образуются сульфаты металлов, а также продукт восстановления серной кислоты – SO₂.

Реакция серной кислоты с цинком

Более активными металлами (Zn, Al, Mg) концентрированная серная кислота может восстанавливаться до свободной серы или сероводорода. Например, при взаимодействии серной кислоты с цинком, магнием, алюминием в зависимости от концентрации кислоты одновременно могут образовываться различные продукты восстановления серной кислоты – SO₂, S, H₂S:

На холоде концентрированная серная кислота пассивирует некоторые металлы, например алюминий и железо, поэтому ее перевозят в железных цистернах:

Концентрированная серная кислота окисляет некоторые неметаллы (серу, углерод и др.), восстанавливаясь до оксида серы (IV) SO₂:

Получение и применение

Реакция серной кислоты с сахаром

В промышленности серную кислоту получают контактным способом. Процесс получения происходит в три стадии:

1. Получение SO₂ путем обжига пирита:

1. Окисление SO₂ в SO₃ в присутствии катализатора – оксида ванадия (V):

Полученный олеум перевозят в железных цистернах. Из олеума получают серную кислоту нужной концентрации, приливая его в воду. Это можно выразить схемой:

Серная кислота находит разнообразное применение в самых различных областях народного хозяйства. Ее используют для осушки газов, в производстве других кислот, для получения удобрений, различных красителей и лекарственных средств.

Соли серной кислоты

Железный купорос

Большинство сульфатов хорошо растворимы в воде (малорастворим CaSO₄, еще менее PbSO₄ и практически нерастворим BaSO₄). Некоторые сульфаты, содержащие кристаллизационную воду, называются купоросами:

CuSO₄ ∙ 5H₂O медный купорос

FeSO₄ ∙ 7H₂O железный купорос

Соли серной кислоты имеют все общие свойства солей. Особенным является их отношение к нагреванию.

Сульфаты активных металлов (Na, K, Ba) не разлагаются даже при 1000 о С, а других (Cu, Al, Fe) – распадаются при небольшом нагревании на оксид металла и SO₃:

Скачать:

Скачать бесплатно реферат на тему: «Производство серной кислоты контактным способом» Производство-серной-кислоты-контактным-способом.docx (Одна Загрузка)

Скачать рефераты по другим темам можно здесь

*на изображении записи фотография медного купороса

Похожее

Добавить комментарий Отменить ответ

Репетитор по химии. Занятия проходят онлайн по Скайпу. По всем вопросам пишите в Ватсапп: +7 928 285 70 42

Урок №14. Серный ангидрид и серная кислота

Повторите темы уроков 9 класса:

Оксид серы (VI)

Оксид серы (VI) – это кислотный оксид. При обычных условиях – бесцветная ядовитая жидкость, «дымит» на воздухе, поглощая пары воды.

Способы получения

Оксид серы (VI) получают в реакциях окисления:

SO 2 + NO 2 = SO 3 + NO

Разложением сульфата железа (III):

Химические свойства оксида серы (VI)

1. Оксид серы (VI) активно поглощает влагу и реагирует с водой с образованием серной кислоты:

2. Серный ангидрид – типичным кислотный оксид, взаимодействует с щелочами и основными оксидами.

SO 3 + 2NaOH ( избыток) = Na 2 SO 4 + H 2 O

SO 3 + NaOH ( избыток) = NaHSO 4

SO 3 + MgO = t = MgSO 4

3. Серный ангидрид – очень сильный окислитель:

SO 3 + 2KI = I 2 + K 2 SO 3

3SO 3 + H 2 S = 4SO 2 + H 2 O

5SO 3 + 2P = P 2 O 5 + 5SO 2

4. Растворяется в концентрированной серной кислоте, образуя олеум – раствор SO 3 в H 2 SO 4

РЕАКЦИИ СЕРНОЙ КИСЛОТЫ

Химические свойства разбавленной серной кислоты

H 2 SO 4 — сильная двухосновная кислота, водный раствор изменяет окраску индикаторов (лакмус и универсальный индикатор краснеют)

1) Диссоциация протекает ступенчато:

(первая ступень, образуется гидросульфат – ион)

HSO 4 — → H + + SO 4 2-

(вторая ступень, образуется сульфат – ион)

H 2 SO 4 образует два ряда солей — средние (сульфаты) и кислые (гидросульфаты)

2) Взаимодействие с металлами:

Разбавленная серная кислота растворяет только металлы, стоящие в ряду напряжений левее водорода:

Zn 0 + H 2 +1 SO 4 (разб) → Zn +2 SO 4 + H 2 0 ↑

Zn 0 + 2H + → Zn 2+ + H 2 0 ↑

3) Взаимодействие с основными и амфотерными оксидами:

CuO + H 2 SO 4 → CuSO 4 + H 2 O

CuO + 2H + → Cu 2+ + H 2 O

4) Взаимодействие с основаниями:

H 2 SO 4 + 2NaOH → Na 2 SO 4 + 2H 2 O

Если кислота в избытке, то образуется кислая соль:

H 2 SO 4 + NaOH → NaНSO 4 + H 2 O

H 2 SO 4 + Cu(OH) 2 → CuSO 4 + 2H 2 O

2H + + Cu(OH) 2 → Cu 2+ + 2H 2 O

5) Обменные реакции с солями:

Серная кислота – сильная нелетучая кислота, вытесняет из солей другие менее сильные кислоты:

MgCO 3 + H 2 SO 4 → MgSO 4 + H 2 O + CO 2 ↑

MgCO 3 + 2H + → Mg 2+ + H 2 O + CO 2 ­↑

Н 2 SO 4 + 2NaHCO 3 = Na 2 SO 4 + CO 2 ↑ + H 2 O

H 2 SO 4 + Na 2 SiO 3 = Na 2 SO 4 + H 2 SiO 3 ↓

Качественная реакция на сульфат-ион

BaCl 2 + H 2 SO 4 → BaSO 4 ↓ + 2HCl

Ba 2+ + SO 4 2- → BaSO 4 ↓

Образование белого осадка BaSO 4 (нерастворимого в кислотах) используется для идентификации серной кислоты и растворимых сульфатов.

6) Реагирует с аммиаком

Химические свойства концентрированной серной кислоты

1. С водой образуются гидраты:

H 2 SO 4 + nH 2 O = H 2 SO 4 ·nH 2 O + Q

Органические вещества обугливаются!

2H 2 SO 4 + C = CO 2 + 2SO 2 + 2H 2 O

2. Серная кислота окисляет неметаллы

неМе + H 2 SO 4 (конц.) = H 2 O + SO 2 + Кислотный гидроксид

, где степень окисления неметалла – высшая

C + 2H 2 SO 4 = 2H 2 O + CO 2 + 2SO 2

S + 2H 2 SO 4 = 3SO 2 + 2H 2 O

2P + 5H 2 SO 4 = 2H 3 PO 4 + 5SO 2 + 2H 2 O

3. Взаимодействие серной кислоты с металлами

H 2 SO 4 (конц.) + Me = t = соль + H 2 O + Х

Концентрированная серная кислота является сильным окислителем. При этом она обычно восстанавливается до сернистого газа SO 2 . С активными металлами может восстанавливаться до серы S, или сероводорода Н 2 S.

Железо Fe, алюминий Al, хром Cr пассивируются концентрированной серной кислотой на холоде. При нагревании образуется газа SO 2 :

6H 2 SO 4 (конц.) + 2Fe = t = Fe 2 (SO 4 ) 3 + 3SO 2 + 6H 2 O

6H 2 SO 4(конц.) + 2Al = t = Al 2 (SO 4 ) 3 + 3SO 2 + 6H 2 O

При взаимодействии с неактивными металлами концентрированная серная кислота восстанавливается до сернистого газа:

2H 2 SO 4 (конц.) + Cu = CuSO 4 + SO 2 ↑ + 2H 2 O

2H 2 SO 4 (конц.) + Hg = HgSO 4 + SO 2 ↑ + 2H 2 O

2H 2 SO 4 (конц.) + 2Ag = Ag 2 SO 4 + SO 2 ↑ + 2H 2 O

При взаимодействии с щелочноземельными металлами и магнием концентрированная серная кислота восстанавливается до серы:

3Mg + 4H 2 SO 4 = 3MgSO 4 + S + 4H 2 O

При взаимодействии со щелочными металлами и цинком концентрированная серная кислота восстанавливается до сероводорода:

5H 2 SO 4 (конц.) + 4Zn = 4ZnSO 4 + H 2 S↑ + 4H 2 O

4. Взаимодействие с восстановителями

Концентрированная серная кислота окисляет галогеноводороды и сероводород при комнатной температуре:

3H 2 SO 4 (конц.) + 2KBr = Br 2 ↓ + SO 2 ↑ + 2KHSO 4 + 2H 2 O

5H 2 SO 4 (конц.) + 8KI = 4I 2 ↓ + H 2 S↑ + K 2 SO 4 + 4H 2 O

H 2 SO 4 (конц.) + 3H 2 S = 4S↓ + 4H 2 O

СОЛИ СЕРНОЙ КИСЛОТЫ

1) Разложение сульфатов

Термически устойчивые сульфаты – сульфаты щелочных металлов (в том числе лития), они плавятся не разлагаясь

Остальные сульфаты при нагревании разлагаются на оксид серы(IV), оксид металла и кислород:

2CuSO 4 = t = 2CuO + SO 2 + O 2 (SO 3 )

2Al 2 (SO 4 ) 3 = t = 2Al 2 O 3 + 6SO 2 + 3O 2

2ZnSO 4 = t = 2ZnO + SO 2 + O 2

2Cr 2 (SO 4 ) 3 = t = 2Cr 2 O 3 + 6SO 2 + 3O 2

Следует быть осторожнее с сульфатами железа (II) и хрома (II) , эти металлы при наличии окислителя склонны окисляться до степени окисления +3, а тут как раз выделяется кислород:

4FeSO 4 = t = 2Fe 2 O 3 + 4SO 2 + O 2

Так как оксиды тяжёлых и благородных металлов разлагаются сами, разложение их сульфатов следует записывать до металла:

Ag 2 SO 4 = t = 2Ag + SO 2 + O 2

HgSO 4 = t = Hg + SO 2 + O 2

2) Сульфаты проявляют окислительные свойства и могут взаимодействовать с восстановителями, восстанавливаясь до сульфидов.

CaSO 4 + 4C = CaS + 4CO

3) Многие средние сульфаты образуют устойчивые кристаллогидраты

Na 2 SO 4 ∙ 10H 2 O − глауберова соль

CaSO 4 ∙ 2H 2 O − гипс

CuSO 4 ∙ 5H 2 O − медный купорос

FeSO 4 ∙ 7H 2 O − железный купорос

ZnSO 4 ∙ 7H 2 O − цинковый купорос

Na 2 CO 3 ∙ 10H 2 O − кристаллическая сода