Хімічні властивості сполук сірки. Cера - хімічні властивості, одержання, з'єднання

В окисно-відновних процесах сірчистий газ може бути як окислювачем, так і відновлювачем, тому що атом в цьому з'єднанні має проміжну ступінь окислення +4.

Як окислювач SO 2 реагує з більш сильними відновниками, наприклад з:

SO 2 + 2H 2 S \u003d 3S ↓ + 2H 2 O

Як відновник SO 2 реагує з більш сильними окислювачами, наприклад з в присутності каталізатора, з і т.д .:

2SO 2 + O 2 \u003d 2SO 3

SO 2 + Cl 2 + 2H 2 O \u003d H 2 SO 3 + 2HCl

отримання

1) Сірчистий газ утворюється при горінні сірки:

2) У промисловості його отримують при випалюванні піриту:

3) В лабораторії сірчистий газ можна отримати:

Cu + 2H 2 SO 4 \u003d CuSO 4 + SO 2 + 2H 2 O

застосування

Сірчистий газ знаходить широке застосування в текстильній промисловості для відбілювання різних виробів. Крім того, його використовують в сільському господарстві для знищення шкідливих мікроорганізмів у теплицях і льохах. У великих кількостях SO 2 йде на отримання сірчаної кислоти.

Оксид сірки (VI) – SO 3 (Сірчаний ангідрид)

Сірчаний ангідрид SO 3 - це безбарвна рідина, яка при температурі нижче 17 о С перетворюється в білу кристалічну масу. Дуже добре поглинає вологу (гігроскопічний).

Хімічні властивості

Кислотно-основні властивості

Як типовий кислотний оксид сірчаний ангідрид взаємодіє:

SO 3 + CaO \u003d CaSO 4

в) з водою:

SO 3 + H 2 O \u003d H 2 SO 4

Особливою властивістю SO 3 є його здатність добре розчинятися в сірчаної кислоти. Розчин SO 3 в сірчаної кислоти має назву олеум.

Освіта олеума: H 2 SO 4 + nSO 3 \u003d H 2 SO 4 ∙ nSO 3

Окислювально-відновні властивості

Оксид сірки (VI) характеризується сильними окисними властивостями (зазвичай відновлюється до SO 2):

3SO 3 + H 2 S \u003d 4SO 2 + H 2 O

Отримання і застосування

Сірчаний ангідрид утворюється при окисленні сірчистого газу:

2SO 2 + O 2 \u003d 2SO 3

У чистому вигляді сірчаний ангідрид практичного значення не має. Він виходить як проміжний продукт при виробництві сірчаної кислоти.

H 2 SO 4

Згадки про сірчаної кислоти вперше зустрічаються у арабських і європейських алхіміків. Її отримували, прожарюючи на повітрі залізний купорос (FeSO 4 ∙ 7H 2 O): 2FeSO 4 \u003d Fe 2 O 3 + SO 3 + SO 2 або суміш з: 6KNO 3 + 5S \u003d 3K 2 SO 4 + 2SO 3 + 3N 2, а випари сірчаного ангідриду конденсували. Поглинаючи вологу, вони перетворювалися в олеум. Залежно від способу приготування H 2 SO 4 називали купоросним маслом або сірчаним маслом. У 1595 р алхімік Андреас Лібава встановив тотожність обох речовин.

Довгий час купоросне масло не знаходило широкого застосування. Інтерес до нього сильно зріс після того, як в XVIII в. був відкритий процес отримання з індиго индигокармина - стійкого синього барвника. Першу фабрику з виробництва сірчаної кислоти заснували недалеко від Лондона в 1736 р Процес здійснювали в свинцевих камерах, на дно яких наливали воду. У верхній частині камери спалювали розплавлену суміш селітри з сіркою, потім туди запускали повітря. Процедуру повторювали до тих пір, поки на дні ємності не утворювалася кислота необхідної концентрації.

У XIX ст. спосіб удосконалили: замість селітри стали використовувати азотну кислоту (вона при розкладанні в камері дає). Щоб повертати в систему нітрозні гази були сконструйовані спеціальні вежі, які і дали назву всьому процесу - баштовий процес. Заводи, які працюють за баштовому методу, існують і в наш час.

Сірчана кислота - це важка масляниста рідина без кольору і запаху, гігроскопічна; добре розчиняється у воді. При розчиненні концентрованої сірчаної кислоти у воді виділяється велика кількість тепла, тому її треба обережно доливати у воду (а не навпаки!) І перемішувати розчин.

Розчин сірчаної кислоти у воді з вмістом H 2 SO 4 менше 70% зазвичай називають розбавленою сірчаною кислотою, а розчин більш 70% - концентрованої сірчаної кислотою.

Хімічні властивості

Кислотно-основні властивості

Розбавлена \u200b\u200bсірчана кислота проявляє всі характерні властивості сильних кислот. Вона реагує:

H 2 SO 4 + NaOH \u003d Na 2 SO 4 + 2H 2 O

H 2 SO 4 + BaCl 2 \u003d BaSO 4 ↓ + 2HCl

Процес взаємодії іонів Ва 2+ з сульфат-іонами SO 4 2+ призводить до утворення білого нерозчинного осаду BaSO 4. це якісна реакція на сульфат-іон.

Окислювально - відновні властивості

У розведеної H 2 SO 4 окислювачами є іони Н +, а в концентрованій - сульфат-іони SO 4 2+. Іони SO 4 2+ є більш сильними окислювачами, ніж іони Н + (см.схему).

В розведеної сірчаної кислотирозчиняються метали, які в електрохімічному ряді напруг знаходяться до водню. При цьому утворюються сульфати металів і виділяється:

Zn + H 2 SO 4 \u003d ZnSO 4 + H 2

Метали, які в електрохімічному ряді напруг знаходяться після водню, не реагують з розбавленою сірчаною кислотою:

Cu + H 2 SO 4 ≠

Концентрована сірчана кислотає сильним окислювачем, особливо при нагріванні. Вона окисляє багато, і деякі органічні речовини.

При взаємодії концентрованої сірчаної кислоти з металами, які в електрохімічному ряді напруг знаходяться після водню (Cu, Ag, Hg), утворюються сульфати металів, а також продукт відновлення сірчаної кислоти - SO 2.

Реакція сірчаної кислоти з цинком

Більш активними металами (Zn, Al, Mg) концентрована сірчана кислота може відновлюватися до вільної. Наприклад, при взаємодії сірчаної кислоти з, в залежності від концентрації кислоти одночасно можуть утворюватися різні продукти відновлення сірчаної кислоти - SO 2, S, H 2 S:

Zn + 2H 2 SO 4 \u003d ZnSO 4 + SO 2 + 2H 2 O

3Zn + 4H 2 SO 4 \u003d 3ZnSO 4 + S ↓ + 4H 2 O

4Zn + 5H 2 SO 4 \u003d 4ZnSO 4 + H 2 S + 4H 2 O

На холоді концентрована сірчана кислота пасивує деякі метали, наприклад і, тому її перевозять в залізних цистернах:

Fe + H 2 SO 4 ≠

Концентрована сірчана кислота окисляє деякі неметали (, і ін.), Відновлюючись до оксиду сірки (IV) SO 2:

S + 2H 2 SO 4 \u003d 3SO 2 + 2H 2 O

C + 2H 2 SO 4 \u003d 2SO 2 + CO 2 + 2H 2 O

Отримання і застосування

У промисловості сірчану кислоту отримують контактним способом. Процес отримання відбувається в три стадії:

Отримання SO 2 шляхом випалу піриту:

4FeS 2 + 11O 2 \u003d 2Fe 2 O 3 + 8SO 2

Окислення SO 2 в SO 3 в присутності каталізатора - оксиду ванадію (V):

2SO 2 + O 2 \u003d 2SO 3

Розчинення SO 3 в сірчаної кислоти:

H 2 SO 4 + nSO 3 \u003d H 2 SO 4 ∙ nSO 3

Отриманий олеум перевозять в залізних цистернах. З олеума отримують сірчану кислоту потрібної концентрації, доливаючи його в воду. Це можна виразити схемою:

H 2 SO 4 ∙ nSO 3 + H 2 O \u003d H 2 SO 4

Сірчана кислота знаходить різноманітне застосування в самих різних областях народного господарства. Її використовують для осушення газів, у виробництві інших кислот, для отримання добрив, різних барвників і лікарських засобів.

Солі сірчаної кислоти

Більшість сульфатів добре розчиняються у воді (малорастворим CaSO 4, ще менш PbSO 4 і практично не розчиняється BaSO 4). Деякі сульфати, що містять кристалізаційну воду, називаються купоросом:

CuSO 4 ∙ 5H 2 O мідний купорос

FeSO 4 ∙ 7H 2 O залізний купорос

Солі сірчаної кислоти мають всі. Особливим є їхнє ставлення до нагрівання.

Сульфати активних металів (,) не розкладаються навіть при 1000 о С, а інших (Cu, Al, Fe) - розпадаються при невеликому нагріванні на оксид металу і SO 3:

CuSO 4 \u003d CuO + SO 3

Завантажити:

Завантажити безкоштовно реферат на тему: «Виробництво сірчаної кислоти контактним способом»

Скачати реферати з інших тем можна

* На зображенні записи фотографія мідного купоросу

Оксид сірки (IV) володіє кислотними властивостями, які проявляються в реакціях з речовинами, які проявляють основні властивості. Кислотні властивості проявляються при взаємодії з водою. При цьому утворюється розчин сірчистої кислоти:

Ступінь окислювання сірки в сірчистому газі (+4) обумовлює відновлювальні та окислювальні властивості сірчистого газу:

Ці ферменти можуть не повністю инактивироваться під час обробки соків, оскільки високий вміст целюлози, яка присутня, в загальному, в тропічних фруктових соках, ускладнює термічний процес інактивації цих ферментів. Додавання сульфіту запобігає руйнуванню аскорбінової кислоти під час обробки і зберігання продукту, уникаючи окислення, викликаного ферментами аскорбіновою кислотою-оксидазой 13.

Контроль неферментативного підсмажування. Фруктові соки мають специфічні характеристики кольору, аромату і аромату. Ці характеристики, як правило, піддаються модифікації при їх обробці і зберіганні, що призводить до загальної деградації продукту. Три найбільш важливих неферментативних механізму затемнення в фруктових соках: 1 - реакція Майара, яка виникає між відновлюють цукрами і γ-аміногрупами амінокислот, пептидами і білками, що призводить до утворення меланоидинов; 2 - окислення аскорбінової кислоти до фурфуролу і альфа-кетогулоновой кислоти, які в присутності сполук азоту утворюють темно-коричневі пігменти; крім генерації простий полімеризацією сформованих фурфурових світло-коричневих пігментів; 3 - карамелизация цукрів, яка виникає під дією кислот на цукрі, що призводить до утворення гідроксіметілфурфурола, який полимеризует освіту меланоидинов, пігментів коричневого забарвлення 47.

вос-тель: S + 4 - 2 e \u003d\u003e S + 6

ок-тель: S + 4 + 4e \u003d\u003e S0

Відновлювальні властивості проявляються в реакціях з сильними окислювачами: киснем, галогенами, азотною кислотою, перманганатом калію та іншими. наприклад:

2SO2 + O2 \u003d 2SO3

S + 4 - 2 e \u003d\u003e S + 6 2

O20 + 4e \u003d\u003e 2O-2 1

З сильними відновниками газ проявляє окислювальні властивостей. Наприклад, якщо змішати сірчистий газ і сірководень, то вони взаємодіють при звичайних умовах:

Неферментативні реакції затемнення призводять до руйнування поживних речовин, таких як незамінні амінокислоти і аскорбінова кислота, Знижує засвоюваність білків, пригнічує дію травних ферментів і перешкоджає поглинанню мінералів, сприяючи комплексообразованию металевих іонів. Потенційно токсичні мутагенні продукти можуть утворюватися через реакцію Майара 19.

Як правило, неферментативне підсмажування можна пригнічувати або контролювати різними способами, використовуючи низькі температури зберігання, видаляючи кисень з упаковки і використовуючи хімічні інгібітори, такі як сульфіти 47. Двоокис сірки, ймовірно, є найбільш ефективною з неферментативне підсмажування в їжі 10.

2H2S + SO2 \u003d 3S + 2H2O

S-2 - 2e \u003d\u003e S0 2

S + 4 + 4e \u003d\u003e S0 1

Сірчиста кислота існує лише в розчині. Вона нестійка і розкладається на сірчистий газ і воду. Сірчиста кислота не відноситься до сильних кислот. Вона є кислотою середньої сили і дисоціює ступінчасто. При додаванні до сірчистої кислоти лугу утворюються солі. Сірчиста кислота дає два ряди солей: середні - сульфіти і кислі - гідросульфіти.

Хімічний механізм, за допомогою якого діоксид сірки пригнічує неферментативне підсмажування, до кінця не розуміється і вважається реакцією бисульфита з активними карбонільних групами молекул цукру і вітаміну С 10. Сульфит взаємодіє з різними компонентами, присутніми в харчових продуктах, в тому числі: відновлюють цукру, альдегіди , кетони, білки і антоціани 53, а сульфіт в його зв'язаній формі відновлюється в кислотних продуктах. Ступінь реакції залежить від рН, температури, концентрації сульфіту і реактивних компонентів, присутніх в продукті.

Оксид сірки (VI)

Триоксид сірки проявляється кислотні властивості. Він бурхливо реагує з водою, при цьому виділяється велика кількість теплоти. Цю реакцію використовують для отримання найважливішого продукту хімічної промисловості - сірчаної кислоти.

SO3 + H2O \u003d H2SO4

Оскільки сірка в триоксид сірки має вищий ступінь окислення, то оксид сірки (VI) виявляє окисні властивості. Наприклад, він окисляє галогеніди, неметали з низькою електронегативні:

Одним з принципів, що регулюють використання харчових добавок, Є їх безпеку, проте неможливо визначити абсолютний доказ їх токсичності для всіх людей. Токсикологічні тести відносяться до фізіологічних ефектів у піддослідних тварин по відношенню до певного коефіцієнту проковтування.

Ця група прийшла до висновку, що сульфіти не є тератогенних, мутагенними або канцерогенними у лабораторних тварин. Вони також не виявили суттєвих токсикологічних або метаболічних даних 54. Сульфіти раніше користувалися популярністю у власників ресторанів для використання в салатах, тому що вони містили свіжі свіжі фрукти і овочі, але їх використання було заборонено після того, як у деяких людей виникли небезпечні алергічні реакції. Отже, у багатьох продуктах лише невелика частка додається сульфіту залишається у вільній формі в кінцевому продукті 18.

2SO3 + C \u003d 2SO2 + CO2

S + 6 + 2 e \u003d\u003e S + 4 2

C0 - 4e \u003d\u003e C + 4 2

Сірчана кислота вступає в реакції трьох типів: кислотно-основні, іонообмінні, окислювально-відновні. Так само активно вона взаємодіє з органічними речовинами.

Кислотно-основні реакції

Сірчана кислота проявляє кислотні властивості в реакціях з підставами і основними оксидами. Ці реакції краще проводити з розбавленою сірчаною кислотою. Оскільки сірчана кислота є двоосновний, то вона може утворювати як середні солі (сульфати), так і кислі (гидросульфати).

Біотрансформація сульфіту складається з його окислення до сульфату під дією сульфітоксідазного ферменту, розташованого в мітохондріях, присутніх в тканинах, в основному серця, печінки і нирок. В організмі людини цей фермент також перетворюється з амінокислот сірки в сульфіти. Цей нормальний метаболічний процес контролює надлишок цих амінокислот, окислюючи їх до сульфатів, які легко усуваються. У всіх вивчених видів велика частина споживаного сульфіту швидко виводиться у вигляді сульфату, який може взаємодіяти з білками, утворюючи комплекс білок-тіосульфонат, який може зберігатися в організмі.

іонообмінні реакції

Для сірчаної кислоти характерні іонообмінні реакції. При цьому вона взаємодіє з розчинами солей, утворюючи осад, слабку кислоту або виділяючи газ. Ці реакції здійснюються з більшою швидкістю, якщо брати 45% -ву або ще більш розбавлену сірчану кислоту. Виділення газу відбувається в реакціях з солями нестійких кислот, що розпадаються з утворенням газів (вугільної, сірчистої, сірководневої) або з утворенням летючих кислот, таких як соляна.

Астматичні і сульфітоксідазние дефіцитні люди переносять до певної кількості сульфіту, не будучи чутливими. Існує ще один неспецифічний фермент, який також окисляє сульфит до сульфату, ксантиноксидазу 21. Згідно Тейлору 19, єдиним негативним ефектом, пов'язаним з чутливістю до сульфітів, є астма, хоча тільки невеликий відсоток астматиків чутливий до сульфітів.

Харчова добавка - це будь-яка добавка, навмисно додана до харчових продуктів, без мети для харчування, з метою зміни фізичних, хімічних, біологічних або сенсорних характеристик при виробництві, обробці, підготовці, обробці, упаковці, зберіганні, транспортуванні або обробка продуктів харчування 59. Однак концепція харчової добавки широко варіюється від країни до країни. Окреме речовина може бути використано в якості добавки однією країною і заборонено використовувати в інших 60.

Окислювально-відновні реакції

Найбільш яскраво сірчана кислота проявляє свої властивості в окисно-відновних реакціях, так як в її складі сірка має вищий ступінь окислення +6. Окисні властивості сірчаної кислоти можна виявити в реакції, наприклад, з міддю.

У молекулі сірчаної кислоти два елементи-окислювача: атом сірки з С.О. +6 і іони водню H +. Мідь не може бути окислена воднем в ступені окислення +1, але сірка може. Це є причиною окислення сірчаної кислотою такого неактивного металу, як мідь.

У Бразилії добавки поділяються на 23 функціональних класу, серед яких консерванти, які визначаються як речовини, які запобігають або затримують зміна продуктів харчування, викликаних мікроорганізмами або ферментами. Діоксид сірки і його похідні класифікуються як консервативні 59.

Однак в конкретному випадку соку кешью необхідно використовувати більш високі рівні діоксиду сірки, ніж для інших фруктових соків, щоб уникнути потемніння і втрати характеристик аромату, смаку і вартості поживні. Збереження тропічних фруктових соків шляхом додавання діоксиду сірки з наступною термообробкою є методом, найбільш використовуваним в обробних галузях, оскільки ця добавка довела свою ефективність в боротьбі з мікроорганізмами і ферментативном і неферментативного поджаривании, що в значній мірі сприяло підтримці якості оброблених соків протягом більш тривалого періоду часу.

У розведених розчинах сірчаної кислоти окислювачем є переважно іон водню H +. У концентрованих розчинах, особливо в гарячих, переважають окисні властивості сірки в ступені окислення +6.

Потрібна допомога в навчанні?

Попередня тема: Хімічні властивості кисню і сірки: реакції з металами і неметалами
Наступна тема: & nbsp & nbsp & nbspСвойства складних речовин з вмістом азоту: оксиди азоту

Відомо кілька аллотропних модифікацій сірки - сірка ромбічна, Моноклінна, пластична. Найбільш стійкою модифікацією є ромбічна сірка, в неї мимоволі через деякий час перетворюються всі інші модифікації.

Крім того, ця добавка вважається токсикологически безпечної за умови, що вона не перевищує граничних величин, дозволених бразильським законодавством. Переможці напоїв: використання амінокислот і пептидів в спортивному харчуванні. Функціональні продукти: японський підхід.

Сучасне харчування в області здоров'я і хвороб. 8-е изд. Асоціація підприємств по переробці тропічних фруктів. Звіт про експорт фруктових соків. Щорічник бразильського сільського господарства. Сульфітні харчові добавки: заборонити чи ні? Огляд сульфітів в харчових продуктах: аналітична методологія і опубліковані результати.

Сірка може віддавати свої електрони при взаємодії з більш сильними окислювачами:

У цих реакціях сірка є відновником.

Потрібно підкреслити, що оксид сірки (VI) може утворюватися тільки в присутності або і високому тиску (див. Нижче).

При взаємодії з металами сірка виявляє окисні властивості:

Мікробіологія соків, целюлози і кислотних продуктів. Взаємодія харчових добавок і добавок за участю двоокису сірки, аскорбінової і азотної кислот - огляд. Антимікробні харчові добавки: Характеристики використовують ефекти. 2-е изд. Браунінг продуктів: контроль сульфітами, антиоксидантами та іншими засобами.

Хімічне збереження продуктів харчування. Фактори, що впливають на загибель дріжджів двоокисом сірки. Хімічні консерванти в харчових продуктах. Харчова хімія: механізми і теорія. добавки для харчових продуктів в токсикологічному аспекті. 2-е изд. Дезінфекція, стерилізація і консервація.

З більшістю металів сірка реагує при нагріванні, але в реакції з ртуттю взаємодія відбувається вже при кімнатній температурі.

Ця обставина використовується в лабораторіях для видалення розлитої ртуті, пари якої є сильною отрутою.

Бензоат натрію і бензойна кислота. Нью-Йорк: Марсель Деккер; с. 11. Консервативні бензойна кислота і сорбінова кислота. Сьогодення та майбутнє використання традиційних протимікробних препаратів. Броматологіческіе і токсикологічні аспекти бензойних і сорбіческіх консервантів.

Ферменти і пігменти: вплив і зміни під час обробки. Керівництво по індустріалізації фруктів. Біохімія тропічних фруктів. Деякі технологічні аспекти тропічних фруктів і їх продуктів. Поведінка поліфенолоксидаза в харчових продуктах. Фенольні сполуки і поліфенолоксидаза по відношенню до підсмажування в винограді і винах.

Сірководень, сірководнева кислота, сульфіди.

При нагріванні сірки з воднем відбувається поправна реакція

з дуже малим виходом сірководню. Зазвичай отримують дією розбавлених кислот на сульфіди:

Сірководень - безбарвний газ із запахом тухлих яєць, отруйний. Один обсяг води при звичайних умовах розчиняє 3 об'єму сірководню.

Фізичні та хімічні методи, використовувані для контролю ферментативного підсмажування овочів. Ферментативні реакції підсмажування в яблучних і яблучних продуктах. Поліфенолоксидаза і пероксидаза у фруктах і овочах. Механізм сульфітного гальмування підсмажування, викликаного поліфенолоксидаза.

Вплив діоксиду сірки на окислюють ферментні системи в рослинних тканинах. Поліфенолоксідази в рослинах. Кінетичне дослідження незворотного пригнічення ферменту інгібітором, яке виявляється нестійким завдяки ферментативному каталізу. Біохімія фруктів і їх вплив на обробку. Обробка фруктів: харчування, продукти і управління якістю. 2-е изд.

Сірководень - типовий відновник. У кисні він згоряє (див. Вище). Розчин сірководню у воді є дуже слабку сірководневу кислоту, яка дисоціює ступінчасто і в основному по першій ступені:

Сірководнева кислота так само, як і сірководень, - типовий відновник.

Санітарний контроль харчових продуктів. 2-е изд. Консерванти: альтернативні методи боротьби з бактеріями. Токсичні агенти потрапляють безпосередньо в їжу. Сан-Паулу: Варела; р. 61. Харчова хімія: теорія і практика. 1-е изд. Федерація американських товариств експериментальної біології.

Безпека харчових продуктів та технології харчових продуктів. Харчування: концепції та суперечки. 8-е изд. Маркування харчових продуктів: декларація сульфируют агентів. Оцінка змісту двоокису сірки та мікробіологічного якості консервованих грибів. Хімія сульфируют агентів в їжі.

Сірководнева кислота окислюється не тільки сильними окислювачами, наприклад хлором,

але і більш слабкими, наприклад сірчистої кислотою

або іонами тривалентного заліза:

Сірководнева кислота може реагувати з підставами, основними оксидами або солями, утворюючи два ряди солей: середні - сульфіди, кислі - гідросульфіди.

Указ № 540 Міністерства охорони здоров'я. Стверджує Технічне регулювання: Харчові добавки - визначення, класифікація та зайнятість. Законодавство харчових добавок. Резолюція № 04 Національної ради охорони здоров'я. Резолюція 12 Національного агентства з санітарного нагляду.

Також перському алхімікові Аль-Рази приписують перші описи цієї речовини. Подальші удосконалення цього процесу французьким хіміком Гей-Люссак і британським хіміком Джоном Гловером поліпшили концентрацію отриманої кислоти. Історія сірчаної кислоти більш детально розглядається в нашій статті.

Більшість сульфідів (за винятком сульфідів лужних і лужноземельних металів, а також сульфіду амонію) погано розчинні у воді. Сульфіди, як солі дуже слабкої кислоти, піддаються гідролізу.

Оксид сірки (IV). Сірчиста кислота.

SO2 утворюється при спалюванні сірки в кисні або при випалюванні сульфідів; це безбарвний газ з різким запахом, добре розчинний у воді (40 обсягів в 1 об'ємі води при 20 ° С).

Геологія, кліматологія і астрофізика

Історія отримання найкорисніших хімічних речовин. Сірчана кислота утворюється природним чином через викиди вулканів, які продукують діоксид сірки, який окислюється в атмосферу, а потім реагує з вологістю повітря. Крім того, він утворюється в бульбашках в водоймах поблизу вулканічної активності і озер, що утворилися всередині вулканічних кратерів.

Він також утворюється разом з хлоридом водню і, отже, соляною кислотою при контакті вулканічної лави з морською водою. Парові хмари, що містять сірчану кислоту. Ці гідрати, ймовірно, будуть зустрічатися в стратосфері Землі і можуть забезпечити місця для конденсації висотних крижаних хмар, які можуть істотно вплинути на клімат Землі, особливо після вивержень вулканів, коли велика кількість сірки осідає в атмосфері вище. Зокрема, досліджено область чистого льоду гемігексахара сірчаної кислоти, включаючи докладні дослідження октагідрат сірчаної кислоти.

Оксид сірки (IV) - ангідрид сірчистої кислоти тому при розчиненні у воді частково відбувається реакція з водою і утворюється слабка сірчиста кислота:

яка малоустойчива, легко розпадається знову на. У водному розчині сірчистого газу одночасно існують такі рівноваги.

Сірка розташована в VIа групі Періодичної системи хімічних елементів Д.І. Менделєєва.
На зовнішньому енергетичному рівні сірки міститься 6 електронів, які мають 3s 2 3p 4. У з'єднаннях з металами і воднем сірка виявляє негативну ступінь окислення елементів -2, в з'єднаннях з киснем та іншими активними неметалами - позитивні +2, +4, +6. Сірка - типовий неметалл, в залежності від типу перетворення може бути окислювачем і відновником.

Знаходження сірки в природі

Сірка зустрічається у вільному (самородному) стані і пов'язаному вигляді.

Найважливіші природні сполуки сірки:

FeS 2 - залізний колчедан або пірит,

ZnS - цинкова обманка або сфалерит (вюрцит),

PbS - свинцевий блиск або галенит,

HgS - кіновар,

Sb 2 S 3 - антимоніт.

Крім того, сірка присутня в нафти, природному вугіллі, природних газах, в природних водах (у вигляді сульфат-іона і обумовлює «постійну» жорсткість прісної води). Життєво важливий елемент для вищих організмів, складова частина багатьох білків, концентрується в волоссі.

Алотропні модифікації сірки

аллотропия - це здатність одного і того ж елемента існувати в різних молекулярних формах (молекули містять різну кількість атомів одного і того ж елемента, наприклад, О 2 і О 3, S 2 і S 8, Р 2 і Р 4 і т.д).

Сірка відрізняється здатністю утворювати стійкі ланцюжки і цикли з атомів. Найбільш стабільні S 8, що утворюють ромбічну і моноклинную сірку. Це кристалічна сірка - крихке речовина жовтого кольору.

Відкриті ланцюга має пластична сірка, речовина коричневого кольору, Яка виходить при різкому охолодженні розплаву сірки (пластична сірка вже через кілька годин стає крихкою, набуває жовтий колір і поступово перетворюється на ромбічну).

1) ромбічна - S 8

t ° пл. \u003d 113 ° C; r \u003d 2,07 г / см 3

Найбільш стійка модифікація.

2) моноклінна - темно-жовті голки

t ° пл. \u003d 119 ° C; r \u003d 1,96 г / см 3

Стійка при температурі понад 96 ° С; при звичайних умовах перетворюється на ромбічну.

3) пластична - коричнева гумоподібний (аморфна) маса

Нестійка, при затвердінні перетворюється на ромбічну

отримання сірки

Промисловий метод - виплавлення з руди за допомогою водяної пари.
Неповне окислення сірководню (при нестачі кисню):

2H 2 S + O 2 → 2S + 2H 2 O

Реакція Вакенродера:

2H 2 S + SO 2 → 3S + 2H 2 O

Хімічні властивості сірки

Окисні властивості сірки
(S 0 + 2ē→ S -2 )

1) Сірка реагує з лужними без нагрівання:

S + O 2 - t ° → S +4 O 2

2S + 3O 2 - t °; pt → 2S +6 O 3

4) (крім йоду):

S + Cl 2 → S +2 Cl 2

S + 3F 2 → SF 6

Зі складними речовинами:

5) c кислотами - окислювачами:

S + 2H 2 SO 4 (конц) → 3S +4 O 2 + 2H 2 O

S + 6HNO 3 (конц) → H 2 S +6 O 4 + 6NO 2 + 2H 2 O

Реакції диспропорціонування:

6) 3S 0 + 6KOH → K 2 S +4 O 3 + 2K 2 S -2 + 3H 2 O

7) сірка розчиняється в концентрованому розчині сульфіту натрію:

S 0 + Na 2 S +4 O 3 → Na 2 S 2 O 3 тіосульфат натрію

вос-тель: S + 4 - 2 e \u003d\u003e S + 6

ок-тель: S + 4 + 4e \u003d\u003e S0

2SO2 + O2 \u003d 2SO3

S + 4 - 2 e \u003d\u003e S + 6 2

O20 + 4e \u003d\u003e 2O-2 1

2H2S + SO2 \u003d 3S + 2H2O

S-2 - 2e \u003d\u003e S0 2

S + 4 + 4e \u003d\u003e S0 1

Оксид сірки (VI)

SO3 + H2O \u003d H2SO4

2SO3 + C \u003d 2SO2 + CO2

S + 6 + 2 e \u003d\u003e S + 4 2

C0 - 4e \u003d\u003e C + 4 2

Кислотно-основні реакції

іонообмінні реакції

Окислювально-відновні реакції

Ступінь окислення +4 для сірки є досить стійкою і проявляється в тетрагалогеніди SHal 4, оксодігалогенідах SOHal 2, диоксиде SO 2 і в відповідних їм аніонів. Ми познайомимося з властивостями діоксиду сірки і сірчистої кислоти.

1.11.1. Оксид сірки (IV) Будова молекули so2

Будова молекули SO 2 аналогічна будові молекули озону. Атом сірки знаходиться в стані sp 2-гібридизації, форма розташування орбіталей - правильний трикутник, форма молекули - кутова. На атомі сірки є неподіленого електронних пари. Довжина зв'язку S - O дорівнює 0,143 нм, валентний кут становить 119,5 °.

Будова відповідає наступним резонансним структурам:

На відміну від озону, кратність зв'язку S - O дорівнює 2, тобто основний внесок вносить перша резонансна структура. Молекула відрізняється високою термічною стійкістю.

Фізичні властивості

При звичайних умовах діоксид сірки або сірчистий газ - безбарвний газ з різким задушливим запахом, температура плавлення -75 ° С, температура кипіння -10 ° С. Добре розчинний у воді, при 20 ° С в 1 об'ємі води розчиняється 40 об'ємів сірчистого газу. Токсичний газ.

Хімічні властивості оксиду сірки (IV)

Сірчистий газ володіє високою реакційною здатністю. Діоксид сірки - кислотний оксид. Він досить добре розчинний у воді з утворенням гідратів. Також він частково взаємодіє з водою, утворюючи слабку сірчистийкислоту, яка не виділена в індивідуальному вигляді:

SO 2 + H 2 O \u003d H 2 SO 3 \u003d H + + HSO 3 - \u003d 2H + + SO 3 2-.

В результаті дисоціації утворюються протони, тому розчин має кисле середовище.

При пропущенні газоподібного діоксиду сірки через розчин гідроксиду натрію утворюється сульфіт натрію. Сульфіт натрію реагує з надлишком діоксиду сірки і утворюється гідросульфіт натрію:

2NaOH + SO 2 \u003d Na 2 SO 3 + H 2 O;

Na 2 SO 3 + SO 2 \u003d 2NaHSO 3.

Для сірчистого газу характерна окислювально-відновна двоїстість, наприклад, він, проявляючи відновні властивості, знебарвлює бромную воду:

SO 2 + Br 2 + 2H 2 O \u003d H 2 SO 4 + 2HBr

і розчин перманганату калію:

5SO 2 + 2KMnO 4 + 2H 2 O \u003d 2KНSO 4 + 2MnSO 4 + H 2 SO 4.

окислюється киснем в сірчаний ангідрид:

2SO 2 + O 2 \u003d 2SO 3.

Окисні властивості проявляє при взаємодії з сильними відновниками, наприклад:

SO 2 + 2CO \u003d S + 2CO 2 (при 500 ° С, в присутності Al 2 O 3);

SO 2 + 2H 2 \u003d S + 2H 2 O.

Одержання оксиду сірки (IV)

Спалювання сірки на повітрі

S + O 2 \u003d SO 2.

окислення сульфідів

4FeS 2 + 11O 2 \u003d 2Fe 2 O 3 + 8SO 2.

Дія сильних кислот на сульфіти металів

Na 2 SO 3 + 2H 2 SO 4 \u003d 2NaHSO 4 + H 2 O + SO 2.

1.11.2. Сірчиста кислота і її солі

При розчиненні діоксиду сірки у воді утворюється слабка сірчиста кислота, основна маса розчиненого SO 2 знаходиться в вигляді гідратованих форми SO 2 · H 2 O, при охолодженні також виділяється кристаллогидрат, лише невелика частина молекул сірчаної кислоти дисоціюють на сульфит- і гідросульфіт-іони. У вільному стані кислота не виділена.

Будучи двухосновной, утворює два типи солей: середні - сульфіти і кислі - гідросульфіти. У воді розчиняються лише сульфіти лужних металів і гідросульфіти лужних і лужно-земельних металів.