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

Как окислитель SO 2 реагирует с более сильными восстановителями, например с :

SO 2 + 2H 2 S = 3S↓ + 2H 2 O

Как восстановитель SO 2 реагирует с более сильными окислителями, например с в присутствии катализатора, с и т.д.:

2SO 2 + O 2 = 2SO 3

SO 2 + Cl 2 + 2H 2 O = H 2 SO 3 + 2HCl

Получение

1) Сернистый газ образуется при горении серы:

2) В промышленности его получают при обжиге пирита:

3) В лаборатории сернистый газ можно получить:

Cu + 2H 2 SO 4 = CuSO 4 + SO 2 + 2H 2 O

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 SO 2 идет на получение серной кислоты.

Оксид серы (VI ) – SO 3 (серный ангидрид)

Серный ангидрид SO 3 – это бесцветная жидкость, которая при температуре ниже 17 о С превращается в белую кристаллическую массу. Очень хорошо поглощает влагу (гигроскопичен).

Химические свойства

Кислотно-основные свойства

Как типичный кислотный оксид серный ангидрид взаимодействует:

SO 3 + CaO = CaSO 4

в) с водой:

SO 3 + H 2 O = H 2 SO 4

Особым свойством SO 3 является его способность хорошо растворяться в серной кислоте. Раствор SO 3 в серной кислоте имеет название олеум.

Образование олеума: H 2 SO 4 + n SO 3 = H 2 SO 4 ∙ n SO 3

Окислительно-восстановительные свойства

Оксид серы (VI) характеризуется сильными окислительными свойствами (обычно восстанавливается до SO 2):

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

Получение и применение

Серный ангидрид образуется при окислении сернистого газа:

2SO 2 + O 2 = 2SO 3

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

H 2 SO 4

Упоминания о серной кислоте впервые встречаются у арабских и европейских алхимиков. Ее получали, прокаливая на воздухе железный купорос (FeSO 4 ∙7H 2 O): 2FeSO 4 = Fe 2 O 3 + SO 3 + SO 2 либо смесь с : 6KNO 3 + 5S = 3K 2 SO 4 + 2SO 3 + 3N 2 , а выделяющиеся пары серного ангидрида конденсировали. Поглощая влагу, они превращались в олеум. В зависимости от способа приготовления H 2 SO 4 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 ). 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 – 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 H 2 SO 4 менее 70% обычно называют разбавленной серной кислотой, а раствор более 70% — концентрированной серной кислотой.

Химические свойства

Кислотно-основные свойства

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

H 2 SO 4 + NaOH = Na 2 SO 4 + 2H 2 O

H 2 SO 4 + BaCl 2 = BaSO 4 ↓ + 2HCl

Процесс взаимодействия ионов Ва 2+ с сульфат-ионами SO 4 2+ приводит к образованию белого нерастворимого осадка BaSO 4 . Это качественная реакция на сульфат-ион .

Окислительно – восстановительные свойства

В разбавленной H 2 SO 4 окислителями являются ионы Н + , а в концентрированной – сульфат-ионы SO 4 2+ . Ионы SO 4 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 :

Zn + H 2 SO 4 = ZnSO 4 + H 2

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

Cu + H 2 SO 4 ≠

Концентрированная серная кислота является сильным окислителем, особенно при нагревании. Она окисляет многие , 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 – SO 2 .

Реакция серной кислоты с цинком

Более активными металлами (Zn, Al, Mg) концентрированная серная кислота может восстанавливаться до свободной . Например, при взаимодействии серной кислоты с , в зависимости от концентрации кислоты одновременно могут образовываться различные продукты восстановления серной кислоты – SO 2 , S, H 2 S:

Zn + 2H 2 SO 4 = ZnSO 4 + SO 2 + 2H 2 O

3Zn + 4H 2 SO 4 = 3ZnSO 4 + S↓ + 4H 2 O

4Zn + 5H 2 SO 4 = 4ZnSO 4 + H 2 S + 4H 2 O

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

Fe + H 2 SO 4 ≠

Концентрированная серная кислота окисляет некоторые неметаллы ( , и др.), восстанавливаясь до оксида серы (IV) SO 2:

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

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

Получение и применение

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

1. Получение SO 2 путем обжига пирита:

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

1. Окисление SO 2 в SO 3 в присутствии катализатора – оксида ванадия (V):

2SO 2 + O 2 = 2SO 3

1. Растворение SO 3 в серной кислоте:

H 2 SO 4 + n SO 3 = H 2 SO 4 ∙ n SO 3

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

H 2 SO 4 ∙ n SO 3 + H 2 O = H 2 SO 4

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

Большинство сульфатов хорошо растворимы в воде (малорастворим CaSO 4 , еще менее PbSO 4 и практически нерастворим BaSO 4). Некоторые сульфаты, содержащие кристаллизационную воду, называются купоросами:

CuSO 4 ∙ 5H 2 O медный купорос

FeSO 4 ∙ 7H 2 O железный купорос

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

Сульфаты активных металлов ( , ) не разлагаются даже при 1000 о С, а других (Cu, Al, Fe) – распадаются при небольшом нагревании на оксид металла и SO 3:

CuSO 4 = CuO + SO 3

Скачать:

Скачать бесплатно реферат на тему: «Производство серной кислоты контактным способом»

Скачать рефераты по другим темам можно

*на изображении записи фотография медного купороса

ОПРЕДЕЛЕНИЕ

Безводная серная кислота представляет собой тяжелую, вязкую жидкость, которая легко смешивается с водой в любой пропорции: взаимодействие характеризуется исключительно большим экзотермическим эффектом (~880 кДж/моль при бесконечном разбавлении) и может привести к взрывному вскипанию и разбрызгиванию смеси, если воду добавлять к кислоте; поэтому так важно всегда использовать обратный порядок в приготовлении растворов и добавлять кислоту в воду, медленно и при перемешивании.

Некоторые физические свойства серной кислоты приведены в таблице.

Безводная H 2 SO 4 — замечательное соединение с необычно высокой диэлектрической проницаемостью и очень высокой электропроводностью, которая обусловлена ионной автодиссоциацией (автопротолизом) соединения, а также эстафетным механизмом проводимости с переносом протона, обеспечивающим протекание электрического тока через вязкую жидкость с большим числом водородных связей.

Таблица 1. Физические свойства серной кислоты.

Получение серной кислоты

Серная кислота — самый важный промышленный химикат и самая дешевая из производимых в большом объеме кислот влюбой стране мира.

Концентрированную серную кислоту («купоросное масло») сначала получали нагреванием «зеленого купороса» FeSO 4 ×nH 2 O и расходовали в большом количестве на получение Na 2 SO 4 и NaCl.

В современном процессе получения серной кислоты используется катализатор, состоящий из оксида ванадия(V) с добавкой сульфата калия на носителе из диоксида кремния или кизельгура. Диоксид серы SO 2 получают сжиганием чистойсеры или при обжиге сульфидной руды (прежде всего пирита или руд Си, Ni и Zn) в процессе извлечения этихметаллов.Затем SO 2 окисляют до триоксида, а потом путем растворения в воде получают серную кислоту:

S + O 2 → SO 2 (ΔH 0 — 297 кДж/моль);

SO 2 + ½ O 2 → SO 3 (ΔH 0 — 9,8 кДж/моль);

SO 3 + H 2 O → H 2 SO 4 (ΔH 0 — 130 кДж/моль).

Химические свойства серной кислоты

Серная кислота - сильная двухосновная кислота. По первой ступени в растворах невысокой концентрации она диссоциирует практически нацело:

H 2 SO 4 ↔H + + HSO 4 — .

Диссоциация по второй ступени

HSO 4 — ↔H + + SO 4 2-

протекает в меньшей степени. Константа диссоциации серной кислоты по второй ступени, выраженная через активности ионов, K 2 = 10 -2 .

Как кислота двухосновная, серная кислота образует два ряда солей: средние и кислые. Средние соли серной кислоты называются сульфатами, а кислые - гидросульфатами.

Серная кислота жадно поглощает пары воды и поэтому часто применяется для осушения газов. Способностью поглощать воду объясняется и обугливание многих органических веществ, особенно относящихся к классу углеводов (клетчатка, сахар и т.д.), при действии на них концентрированной серной кислоты. Серная кислота отнимает от углеводов водород и кислород, которые образуют воду, а углерод выделяется в виде угля.

Концентрированная серная кислота, особенно горячая, — энергичный окислитель. Она окисляет HI и HBr (но не HCl) до свободных галогенов, уголь - до CO 2 , серу - до SO 2 . Указанные реакции выражаются уравнениями:

8HI + H 2 SO 4 = 4I 2 + H 2 S + 4H 2 O;

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

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

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

Взаимодействие серной кислоты с металлами протекает различно в зависимости от её концентрации. Разбавленная серная кислота окисляет своим ионом водорода. Поэтому она взаимодействует только с теми металлами, которые стоят в ряду напряжений только до водорода, например:

Zn + H 2 SO 4 = ZnSO 4 + H 2 .

Однако свинец не растворяется в разбавленной кислоте, поскольку образующаяся соль PbSO 4 нерастворима.

Концентрированная серная кислота является окислителем за счет серы (VI). Она окисляет металлы, стоящие в ряду напряжений до серебра включительно. Продукты её восстановления могут быть различными в зависимости от активности металла и от условий (концентрация кислоты, температура). При взаимодействии с малоактивными металлами, например с медью, кислота восстанавливается до SO 2:

Cu + 2H 2 SO 4 = CuSO 4 + SO 2 + 2H 2 O.

При взаимодействии с более активными металлами продуктами восстановления могут быть как диоксид, так и свободная сера и сероводород. Например, при взаимодействии с цинком могут протекать реакции:

Zn + 2H 2 SO 4 = ZnSO 4 + SO 2 + 2H 2 O;

3Zn + 4H 2 SO 4 = 3ZnSO 4 + S↓ + 4H 2 O;

4Zn + 5H 2 SO 4 = 4ZnSO 4 + H 2 S + 4H 2 O.

Применение серной кислоты

Применение серной кислоты меняется от страны к стране и от десятилетия к десятилетию. Так, например в США в настоящее время главная область потребления H 2 SO 4 — производство удобрений (70%), за ним следуют химическое производство, металлургия, очистка нефти (~5% в каждой области). В Великобритании распределение потребления по отраслям иное: только 30% производимой H 2 SO 4 используется в производстве удобрений, зато 18% идет на краски, пигменты и полупродукты производства красителей, 16% на химическое производство, 12% на получение мыла и моющих средств, 10% на производство натуральных и искусственных волокон и 2,5% применяется в металлургии.

Примеры решения задач

ПРИМЕР 1

Задание	Определите массу серной кислоты, которую можно получить из одной тонны пирита, если выход оксида серы (IV) в реакции обжига составляет 90%, а оксида серы (VI) в реакции каталитического окисления серы (IV) - 95% от теоретического.
Решение	Запишем уравнение реакции обжига пирита: 4FeS 2 + 11O 2 = 2Fe 2 O 3 + 8SO 2 . Рассчитаем количество вещества пирита: n(FeS 2) = m(FeS 2) / M(FeS 2); M(FeS 2) = Ar(Fe) + 2×Ar(S) = 56 + 2×32 = 120г/моль; n(FeS 2) = 1000 кг / 120 = 8,33 кмоль. Поскольку в уравнении реакции коэффициент при диоксиде серы в два раза больше, чем коэффициент при FeS 2 , то теоретически возможное количество вещества оксида серы (IV) равно: n(SO 2) theor = 2 ×n(FeS 2) = 2 ×8,33 = 16,66 кмоль. А практически полученное количество моль оксида серы (IV) составляет: n(SO 2) pract = η × n(SO 2) theor = 0,9 × 16,66 = 15 кмоль. Запишем уравнение реакции окисления оксида серы (IV) до оксида серы (VI): 2SO 2 + O 2 = 2SO 3 . Теоретически возможное количество вещества оксида серы (VI) равно: n(SO 3) theor = n(SO 2) pract = 15 кмоль. А практически полученное количество моль оксида серы (VI) составляет: n(SO 3) pract = η × n(SO 3) theor = 0,5 × 15 = 14,25 кмоль. Запишем уравнение реакции получения серной кислоты: SO 3 + H 2 O = H 2 SO 4 . Найдем количество вещества серной кислоты: n(H 2 SO 4) = n(SO 3) pract = 14,25 кмоль. Выход реакции составляет 100%. Масса серной кислоты равна: m(H 2 SO 4) = n(H 2 SO 4) × M(H 2 SO 4); M(H 2 SO 4) = 2×Ar(H) + Ar(S) + 4×Ar(O) = 2×1 + 32 + 4×16 = 98 г/моль; m(H 2 SO 4) = 14,25 × 98 = 1397 кг.
Ответ	Масса серной кислоты равна 1397 кг

Соединения серы(1У). Сернистая кислота

В тетрагалогенидах SHal 4 , оксогалогенидах SOI Ial 2 и диоксиде S0 2 , сернистой кислоте 1I 2 S0 3 сера проявляет степень окисления +4. Во всех этих соединениях, а также в соответствующих им анионных комплексах у атома серы имеется неноделенная пара электронов. Исходя из числа а-связываю- щих и несвязывающих электронных нар форма молекул этих соединений изменяется от искаженного тетраэдра (SHal 4) к угловой форме (S0 9) через форму тригональной пирамиды (SOHal 2 и SO3). Соединения S(IV) обладают кислотными свойствами, что проявляется в реакциях взаимодействия с водой:

Оксид серы(1У) S0 2 , или сернистый газ, образуется при сжигании серы в воздухе или кислороде, а также прокаливанием сульфидов, например пирита:

Окисление пирита лежит в основе промышленного способа получения S0 2 . Молекула S0 2 построена аналогично молекуле О э и имеет структуру равнобедренного треугольника с атомом серы в вершине. Длина связи S-О составляет 0,143 нм, а валентный угол равен 119,5°:

Атом серы находится в состоянии 5/? 2 -гибридизации. р-Орбиталь ориентирована перпендикулярно к плоскости молекулы и не участвует в гибридизации (рис. 25.2). За счет этой и других аналогично ориентированных р-орбиталей атомов кислорода образуется трехцентровая л-связь.

Рис. 25.2.

При обычных условиях оксид серы(1У) - бесцветный газ с характерным резким запахом. Хорошо растворим в воде. Водные растворы имеют кислую реакцию, так как S0 2 , взаимодействуя с водой, образует сернистую кислоту H 2 S0 3 . Реакция обратимая:

Характерная особенность S0 2 - его окислительно-восстановительная двойственность. Объясняется это тем, что в SO. ; сера имеет степень окисления +4, и поэтому она может, отдавая два электрона, окисляться до S(VI), а принимая четыре электрона, восстанавливаться до S. Проявление тех и других свойств зависит от характера реагирующего компонента. Так, с сильными окислителями S0 2 ведет себя как типичный восстановитель. Например, галогены восстанавливаются до соответствующих галогеноводородов, a S(IV) переходит, как правило, в S(VI):

В присутствии сильных восстановителей S0 2 ведет себя как окислитель:

Для него характерна и реакция диспропорционирования:

SQ, является кислотным оксидом, легко растворимым в воде (1 объем Н 2 0 растворяет 40 объемов S0 2). Водный раствор SO v имеет кислую реакцию и называется сернистой кислотой. Обычно основная масса растворенного в воде S0 2 находится в растворе в гидратированной форме S0 2 azH 2 0, и только незначительная часть S0 2 взаимодействует с водой по схеме

Сернистая кислота, как двухосновная, образует два типа солей: средние - сульфиты (Na 2 S0 3) и кислые - гидросульфиты (NaHS0 3). H 2 S0 3 существует в двух таутомерных формах (рис. 25.3).

Рис. 25.3. Структура таутомерных форм H 2 S0 3

Поскольку сера в сернистой кислоте имеет степень окисления +4, то она проявляет, как и S0 2 , свойства и окислителя, и восстановителя, о чем уже говорилось, поэтому сернистая кислота в реакциях окисления-восстановления полностью дублирует свойства S0 9 .

Соли H 2 S0 3 (сульфиты) обладают свойствами как окислителей, так и восстановителей. Так, ион SO 2 легко переходит в ион SO 2 , проявляя сильные восстановительные свойства, поэтому в растворах сульфиты постепенно окисляются молекулярным кислородом, переходя в соли серной кислоты:

В присутствии же сильных восстановителей сульфиты ведут себя как окислители. При сильном нагревании сульфиты наиболее активных металлов разлагаются при 600°С с образованием солей H 2 SO^ и H 2 S, т.е. происходит диспропорционирование:

Из солей сернистой кислоты растворяются лишь соли 5-элементов I группы, а также гидросульфиты типа Me 2+ (HS0 3) 2 .

Поскольку H 2 S0 3 является слабой кислотой, то при действии кислот па сульфиты и гидросульфиты происходит выделение S0 2 , чем обычно пользуются при получении S0 2 в лабораторных условиях:

Растворимые в воде сульфиты легко подвергаются гидролизу, вследствие чего в растворе увеличивается концентрация ионов ОН:

При пропускании S0 2 через водные растворы гидросульфитов образуются пиросульфиты:

Если же раствор Na 2 S0 3 кипятить с порошком серы, то образуется тиосульфат натрия. В тиосульфатах атомы серы находятся в двух разных степенях окисления - +6 и -2:

Образующемуся тиосульфат-иону соответствует кислота H 2 S 2 0 3 , называемая тиосерной кислотой. Свободная кислота при обычных условиях неустойчива и легко разлагается:

Свойства тиосульфатов обусловлены наличием в них и , причем

присутствие S определяет восстановительные свойства иона S 2 0 3 _ :

Более слабые окислители окисляют тиосульфат натрия до солей тетра- тионовой кислоты. Примером может служить взаимодействие с иодом:

Эта реакция находит широкое применение в аналитической химии, так как является основой одного из важнейших методов объемного анализа, называемого иодометрией.

Тиосульфаты щелочных металлов производятся в промышленности в широких масштабах. Среди них наибольшее значение имеет тиосульфат натрия Na 2 S 2 0 3 , который применяется в медицине в качестве противоядия при отравлении галогенами и цианидами. Действие этого препарата основано на его свойстве выделять серу, которая, например, с цианид-ионами CN образует менее токсичный роданид-ион SCN:

Препарат может использоваться также при отравлении соединениями As, Pb, Hg, поскольку при этом образуются неядовитые сульфиды. Na 2 S 2 0 3 применяется при аллергических заболеваниях, артритах, невралгии. Характерной для Na 2 S 2 0 3 реакцией является взаимодействие его с AgN0 3: образуется осадок белого цвета Ag. ; S. ; 0 3 , который с течением времени под влиянием света и влаги чернеет с выделением Ag 2 S:

Данные реакции применяют для качественного обнаружения тиосульфат-иона.

Тионилхлорид SOCl 2 получают взаимодействием S0 2 с РС1 5:

Молекула SOCl 2 имеет пирамидальное строение (рис. 25.4). Связи с серой образуются за счет набора орбиталей, которые очень приближенно можно рассматривать как $/? 3 -гибридные. Одна из них занята неподеленной парой электронов, поэтому SOCl 2 может проявлять свойства слабого основания Лыоиса.

Рис. 25.4.

S()C1 2 - бесцветная дымящаяся жидкость с резким запахом, гидролизуется в присутствии следов влаги:

Летучие соединения, образующиеся в процессе реакции, легко удаляются. Поэтому SOCl 2 часто применяют для получения безводных хлоридов:

SOCl 2 находит широкое применение как хлорирующий агент в органических синтезах.

Неразбавленная серная кислота представляет собой ковалентное соединение.

В молекуле серная кислота тетраэдрически окружена четырьмя атомами кислорода, два из которых входят в состав гидроксильных групп. Связи S – O – двойные, а S – OH – одинарные.

Бесцветные, похожие на лед кристаллы имеют слоистую структуру: каждая молекула H 2 SO 4 соединена с четырьмя соседними прочными водородными связями, образуя единый пространственный каркас.

Структура жидкой серной кислоты похожа на структуру твердой, только целостность пространственного каркаса нарушена.

Физические свойства серной кислоты

При обычных условиях серная кислота – тяжёлая маслянистая жидкость без цвета и запаха. В технике серной кислотой называют её смеси как с водой, так и с серным ангидридом. Если молярное отношение SO 3: Н 2 О меньше 1, то это водный раствор серной кислоты, если больше 1, – раствор SO 3 в серной кислоте.

100 %-ная H 2 SO 4 кристаллизуется при 10,45 °С; Т кип = 296,2 °С; плотность 1,98 г/см 3 . H 2 SO 4 смешивается с Н 2 О и SO 3 в любых соотношениях с образованием гидратов, 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.

При нагревании и кипении водных растворов серной кислоты, содержащих до 70 % H 2 SO 4 , в паровую фазу выделяются только пары воды. Над более концентрированными растворами появляются и пары серной кислоты.

По структурным особенностям и аномалиям жидкая серная кислота похожа на воду. Здесь та же система водородных связей, почти такой же пространственный каркас.

Химические свойства серной кислоты

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

В водном растворе серная кислота диссоциирует , образуя ион водорода и кислотный остаток:

H 2 SO 4 = H + + HSO 4 - ;

HSO 4 - = H + + SO 4 2- .

Суммарное уравнение:

H 2 SO 4 = 2H + + SO 4 2- .

Проявляет свойства кислот , реагирует с металлами, оксидами металлов, основаниями и солями.

Разбавленная серная кислота не проявляет окислительных свойств, при ее взаимодействии с металлами выделяется водород и соль, содержащая металл в низшей степени окисления. На холоде кислота инертна по отношению к таким металлам, как железо, алюминий и даже барий.

Концентрированная кислота обладает окислительными свойствами. Возможные продукты взаимодействия простых веществ с концентрированной серной кислотой приведены в таблице. Показана зависимость продукта восстановления от концентрации кислоты и степени активности металла: чем активнее металл, тем глубже он восстанавливает сульфат-ион серной кислоты.

Взаимодействие с оксидами:

CaO + H 2 SO 4 = CaSO 4 = H 2 O.

Взаимодействие с основаниями:

2NaOH + H 2 SO 4 = Na 2 SO 4 + 2H 2 O.

Взаимодействие с солями:

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

Окислительные свойства

Серная кислота окисляет HI и НВг до свободных галогенов:

H 2 SO 4 + 2HI = I 2 + 2H 2 O + SO 2.

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

С 2 Н 5 ОН = С 2 Н 4 + Н 2 О.

Обугливание сахара, целлюлозы, крахмала и др. углеводов при контакте с серной кислотой объясняется также их обезвоживанием:

C 6 H 12 O 6 + 12H 2 SO 4 = 18H 2 O + 12SO 2 + 6CO 2 .

Диоксид (двуокись) серы образуется при сжигании серы в воздухе или кислороде. Он получается также при прокаливании на воздухе («обжигании») сульфидов металлов, например железного колчедана:

По этой реакции диоксид серы получают обычно в промышленности (о других промышленных способах получения см, 9 § 131).

Диоксид серы - бесцветный газ («сернистый газ») с резким эапахом горячей серы. Он довольно легко конденсируется в бесцветную жидкость, кипящую при . При испарении жидкого происходит сильное понижение температуры (до ).

Диоксид серы хорошо растворяется в воде (около 40 объемов в 1 объеме воды при ); при этом частично происходит реакция с водой и образуется сернистая кислота:

Таким образом, диоксид серы является ангидридом сернистой кислоты. При нагревании растворимость уменьшается и равновесие смещается влево; постепенно весь диоксид серы снова выделяется из раствора.

Молекула построена аналогично молекуле озона. Ядра составляющих ее атомов образуют равнобедренный треугольник:

Здесь атом серы, как и центральный атом кислорода в молекуле озона, находится в состоянии -гибридизации и угол близок к . Ориентированная перпендикулярно к плоскости молекулы -орбиталь атома серы не участвует в гибридизации. За счет этой орбитали и аналогично ориентированных -орбиталей атомов кислорода образуется трехцентровая -связь; осуществляющая ее пара электронов принадлежит всем трем атомам молекулы.

Диоксид серы применяют для получения серной кислоты, а также (в значительно меньших количествах) для беления соломы, шерсти, шелка и как дезинфицирующее средство (для уничтожения плесневых грибков в подвалах, погребах, винных бочках, бродильных чанах).

Сернистая кислота - очень непрочное соединение. Она известна только в водных растворах. При попытках выделить сернистую кислоту она распадается на и воду. Например, при действии концентрированной серной кислоты на сульфит натрия вместо сернистой кислоты выделяется диоксид серы:

Раствор сернистой кислоты необходимо предохранять от доступа воздуха, иначе она, поглощая из воздуха кислород, медленно окисляется в серную кислоту:

Сернистая кислота - хороший восстановитель. Например, свободные галогены восстанавливаются ею в галогеноводороды:

Однако при взаимодействии с сильными восстановителями сернистая кислота может играть роль окислителя. Так, реакция ее с сероводородом в основном протекает согласно уравнению:

Будучи двухосновной , сернистая кислота образует два ряда солей. Средние ее соли называются сульфитами, кислые - гидросульфитами.

Как и кислота, сульфиты и гидросульфиты являются восстановителями. При их окислении получаются соли серной кислоты.

Сульфиты наиболее активных металлов при прокаливании разлагаются с образованием сульфидов и сульфатов (реакция самоокисления - самовосстановления):

Сульфиты калия и натрия применяются для отбеливания некоторых материалов, в текстильной промышленности при крашении тканей, в фотографии. Раствор (эта соль существует только в растворе) применяется для переработки древесины в так называемую сульфитную целлюлозу, из которой потом получают бумагу.