Nei processi redox, l'anidride solforosa può essere sia un agente ossidante che un agente riducente perché l'atomo in questo composto ha uno stato di ossidazione intermedio pari a +4.

Come reagisce l'SO 2 con agenti riducenti più forti, come:

SO2 + 2H2S = 3S↓ + 2H2O

Come reagisce l'agente riducente SO 2 con agenti ossidanti più forti, ad esempio con in presenza di un catalizzatore, con, ecc.:

2SO2 + O2 = 2SO3

SO2 + Cl2 + 2H2O = H2SO3 + 2HCl

Ricevuta

1) L'anidride solforosa si forma quando lo zolfo brucia:

2) Nell'industria si ottiene dalla tostatura della pirite:

3) In laboratorio l'anidride solforosa può essere ottenuta:

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

Applicazione

Ritrovamenti di anidride solforosa ampia applicazione V industria tessile per decolorare vari prodotti. Inoltre, viene utilizzato in agricoltura per la distruzione di microrganismi dannosi nelle serre e nelle cantine. IN grandi quantità La SO 2 viene utilizzata per produrre acido solforico.

Ossido di zolfo (VI) – COSÌ 3 (anidride solforica)

L'anidride solforica SO 3 è un liquido incolore che a temperature inferiori a 17 o C si trasforma in una massa cristallina bianca. Assorbe molto bene l'umidità (igroscopico).

Proprietà chimiche

Proprietà acido-base

Come reagisce un tipico ossido acido, l'anidride solforica:

SO3 + CaO = CaSO4

c) con acqua:

SO3 + H2O = H2SO4

Una proprietà speciale dell'SO 3 è la sua capacità di dissolversi bene nell'acido solforico. Una soluzione di SO 3 in acido solforico è chiamata oleum.

Formazione di oleum: H 2 SO 4 + N SO 3 = H 2 SO 4 ∙ N COSÌ 3

Proprietà redox

L'ossido di zolfo (VI) è caratterizzato da forti proprietà ossidanti (solitamente ridotto a SO 2):

3SO3 + H2S = 4SO2 + H2O

Ricezione e utilizzo

L'anidride solforica si forma dall'ossidazione dell'anidride solforosa:

2SO2 + O2 = 2SO3

IN forma pura anidride solforica significato pratico non ha. Si ottiene come prodotto intermedio nella produzione di acido solforico.

H2SO4

La menzione dell'acido solforico fu trovata per la prima volta tra gli alchimisti arabi ed europei. È stato ottenuto calcinando il solfato di ferro (FeSO 4 ∙ 7H 2 O) in aria: 2FeSO 4 = Fe 2 O 3 + SO 3 + SO 2 o una miscela con: 6KNO 3 + 5S = 3K 2 SO 4 + 2SO 3 + 3N 2, e i vapori di anidride solforica rilasciati si condensano. Assorbendo l'umidità, si trasformarono in oleum. A seconda del metodo di preparazione, l'H 2 SO 4 veniva chiamato olio di vetriolo o olio di zolfo. Nel 1595 l'alchimista Andreas Liebavius ​​stabilì l'identità di entrambe le sostanze.

Per molto tempo l'olio di vetriolo non fu ampiamente utilizzato. L'interesse per esso aumentò notevolmente nel XVIII secolo. È stato scoperto il processo per ottenere l'indaco carminio, un colorante blu stabile, dall'indaco. La prima fabbrica per la produzione di acido solforico fu fondata vicino a Londra nel 1736. Il processo veniva effettuato in camere di piombo, sul fondo delle quali veniva versata l'acqua. Una miscela fusa di salnitro e zolfo veniva bruciata nella parte superiore della camera, quindi vi veniva introdotta l'aria. La procedura è stata ripetuta finché sul fondo del contenitore non si è formato un acido della concentrazione richiesta.

Nel 19 ° secolo il metodo fu migliorato: iniziarono a usare il salnitro invece del salnitro acido nitrico(dà quando decomposto nella camera). Per reimmettere i gas nitrosi nel sistema furono costruite torri speciali, che diedero il nome all'intero processo: il processo a torre. Oggi esistono ancora fabbriche che utilizzano il metodo della torre.

Acido solforico– è un liquido oleoso pesante, incolore e inodore, igroscopico; si scioglie bene in acqua. Quando l'acido solforico concentrato viene sciolto in acqua, viene rilasciata una grande quantità di calore, quindi deve essere versato con attenzione nell'acqua (e non viceversa!) e la soluzione deve essere miscelata.

Una soluzione di acido solforico in acqua con un contenuto di H 2 SO 4 inferiore al 70% è solitamente chiamata acido solforico diluito e una soluzione superiore al 70% è acido solforico concentrato.

Proprietà chimiche

Proprietà acido-base

L'acido solforico diluito rivela tutto proprietà caratteristiche acidi forti. Lei reagisce:

H2SO4 + NaOH = Na2SO4 + 2H2O

H2SO4 + BaCl2 = BaSO4 ↓ + 2HCl

Il processo di interazione degli ioni Ba 2+ con gli ioni solfato SO 4 2+ porta alla formazione di un precipitato insolubile bianco BaSO 4 . Questo reazione qualitativa allo ione solfato.

Proprietà redox

In H 2 SO 4 diluito gli agenti ossidanti sono ioni H +, e in H 2 SO 4 concentrato gli agenti ossidanti sono ioni solfato SO 4 2+. Gli ioni SO 4 2+ sono agenti ossidanti più forti degli ioni H + (vedi diagramma).

IN acido solforico diluito i metalli che si trovano nella serie di tensione elettrochimica vengono disciolti all'idrogeno. In questo caso si formano solfati metallici e viene rilasciato:

Zn + H2SO4 = ZnSO4 + H2

I metalli che si trovano dopo l'idrogeno nella serie di tensione elettrochimica non reagiscono con l'acido solforico diluito:

Cu + H2SO4 ≠

Acido solforico concentratoè un forte agente ossidante, soprattutto se riscaldato. Ossida molte ed alcune sostanze organiche.

Quando l'acido solforico concentrato interagisce con i metalli che si trovano dopo l'idrogeno nella serie di tensioni elettrochimiche (Cu, Ag, Hg), si formano solfati metallici e il prodotto di riduzione dell'acido solforico - SO 2.

Reazione dell'acido solforico con lo zinco

Con metalli più attivi (Zn, Al, Mg), l'acido solforico concentrato può essere ridotto ad acido solforico libero. Ad esempio, quando l'acido solforico reagisce con, a seconda della concentrazione dell'acido, si possono formare contemporaneamente diversi prodotti di riduzione dell'acido solforico - SO 2, S, H 2 S:

Zn + 2H2SO4 = ZnSO4 + SO2 + 2H2O

3Zn + 4H2SO4 = 3ZnSO4 + S↓ + 4H2O

4Zn + 5H2SO4 = 4ZnSO4 + H2S + 4H2O

Al freddo, l'acido solforico concentrato, ad esempio, passiva alcuni metalli e quindi viene trasportato in cisterne di ferro:

Fe+H2SO4 ≠

L'acido solforico concentrato ossida alcuni non metalli (, ecc.), Riducendo a ossido di zolfo (IV) SO 2:

S + 2H2SO4 = 3SO2 + 2H2O

C + 2H2SO4 = 2SO2 + CO2 + 2H2O

Ricezione e utilizzo

Nell'industria, l'acido solforico viene prodotto mediante il metodo di contatto. Il processo di ottenimento avviene in tre fasi:

1. Ottenere SO 2 tostando la pirite:

4FeS2 + 11O2 = 2Fe2O3 + 8SO2

1. Ossidazione di SO 2 in SO 3 in presenza di un catalizzatore – ossido di vanadio (V):

2SO2 + O2 = 2SO3

1. Dissoluzione di SO 3 in acido solforico:

H2SO4+ N SO 3 = H 2 SO 4 ∙ N COSÌ 3

L'oleum risultante viene trasportato in cisterne di ferro. L'acido solforico della concentrazione richiesta si ottiene dall'oleum aggiungendolo all'acqua. Ciò può essere espresso con un diagramma:

H2SO4∙ N SO3 + H2O = H2SO4

L'acido solforico ha una varietà di usi in un'ampia varietà di applicazioni. economia nazionale. Viene utilizzato per l'essiccazione dei gas, nella produzione di altri acidi, per la produzione di fertilizzanti, coloranti vari e medicinali.

Sali dell'acido solforico

La maggior parte dei solfati sono altamente solubili in acqua (CaSO 4 è leggermente solubile, PbSO 4 è ancora meno solubile e BaSO 4 è praticamente insolubile). Alcuni solfati contenenti acqua di cristallizzazione sono chiamati vetrioli:

CuSO 4 ∙ 5H 2 O solfato di rame

FeSO 4 ∙ 7H 2 O solfato di ferro

Tutti hanno sali di acido solforico. Il loro rapporto con il calore è speciale.

I solfati dei metalli attivi (,) non si decompongono nemmeno a 1000 o C, mentre altri (Cu, Al, Fe) si decompongono con leggero riscaldamento in ossido metallico e SO 3:

CuSO4 = CuO + SO3

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*nell'immagine registrata c'è una fotografia del solfato di rame

DEFINIZIONE

Anidro acido solforicoè un liquido pesante e viscoso, facilmente miscibile con acqua in qualsiasi proporzione: l'interazione è caratterizzata da un effetto esotermico estremamente elevato (~880 kJ/mol a diluizione infinita) e può portare ad ebollizione esplosiva e spruzzi della miscela se l'acqua viene aggiunto all'acido; Ecco perché è così importante invertire sempre l'ordine nella preparazione delle soluzioni e aggiungere l'acido all'acqua, lentamente e agitando.

Alcune proprietà fisiche dell'acido solforico sono riportate nella tabella.

L'H 2 SO 4 anidro è un composto notevole con insolitamente alto costante dielettrica e una conduttività elettrica molto elevata, dovuta all'autodissociazione ionica (autoprotolisi) del composto, nonché al meccanismo di relè di conduttività con trasferimento di protoni, che garantisce il verificarsi di corrente elettrica attraverso un liquido viscoso con un largo numero legami di idrogeno.

Tabella 1. Proprietà fisiche acido solforico.

Preparazione dell'acido solforico

L'acido solforico è il prodotto chimico industriale più importante e l'acido più economico prodotto in grandi volumi in qualsiasi parte del mondo.

L'acido solforico concentrato ("olio di vetriolo") è stato inizialmente ottenuto riscaldando il "vetriolo verde" FeSO 4 ×nH 2 O e consumato in grandi quantità per ottenere Na 2 SO 4 e NaCl.

IN processo moderno Per produrre acido solforico viene utilizzato un catalizzatore costituito da ossido di vanadio (V) con l'aggiunta di solfato di potassio su un supporto di biossido di silicio o farina fossile. L'anidride solforosa SO2 viene prodotta bruciando zolfo puro o arrostendo minerali solforati (principalmente pirite o minerali di Cu, Ni e Zn) nel processo di estrazione di questi metalli, l'SO2 viene quindi ossidato in triossido e quindi si ottiene acido solforico sciogliendosi acqua:

S + O 2 → SO 2 (ΔH 0 - 297 kJ/mol);

SO2 + ½ O2 → SO3 (ΔH0 - 9,8 kJ/mol);

SO 3 + H 2 O → H 2 SO 4 (ΔH 0 - 130 kJ/mol).

Proprietà chimiche dell'acido solforico

L'acido solforico è un acido dibasico forte. Nella prima fase, in soluzioni a bassa concentrazione, si dissocia quasi completamente:

H2SO4 ↔H + + HSO4 - .

Dissociazione del secondo stadio

HSO 4 — ↔H + + SO 4 2-

avviene in misura minore. La costante di dissociazione dell'acido solforico nel secondo stadio, espressa in termini di attività ionica, K 2 = 10 -2.

Come acido dibasico, l'acido solforico forma due serie di sali: medio e acido. I sali medi dell'acido solforico sono chiamati solfati, mentre i sali acidi sono chiamati idrosolfati.

L'acido solforico assorbe avidamente il vapore acqueo e viene quindi spesso utilizzato per essiccare i gas. La capacità di assorbire acqua spiega anche la carbonizzazione di molti materia organica, soprattutto quelli appartenenti alla classe dei carboidrati (fibre, zucchero, ecc.), quando esposti all'acido solforico concentrato. L'acido solforico rimuove l'idrogeno e l'ossigeno dai carboidrati, che formano acqua, e il carbonio viene rilasciato sotto forma di carbone.

L'acido solforico concentrato, soprattutto caldo, è un vigoroso agente ossidante. Ossida HI e HBr (ma non HCl) per liberare alogeni, il carbone in CO 2, lo zolfo in SO 2. Queste reazioni sono espresse dalle equazioni:

8HI + H2SO4 = 4I2 + H2S + 4H2O;

2HBr + H2SO4 = Br2 + SO2 + 2H2O;

C + 2H2SO4 = CO2 + 2SO2 + 2H2O;

S + 2H2SO4 = 3SO2 + 2H2O.

L'interazione dell'acido solforico con i metalli avviene in modo diverso a seconda della sua concentrazione. L'acido solforico diluito si ossida con il suo ione idrogeno. Pertanto, interagisce solo con quei metalli che si trovano nella serie di tensioni solo fino all'idrogeno, ad esempio:

Zn + H2SO4 = ZnSO4 + H2.

Tuttavia, il piombo non si dissolve nell'acido diluito, poiché il sale PbSO 4 risultante è insolubile.

L'acido solforico concentrato è un agente ossidante dovuto allo zolfo (VI). Ossida i metalli nell'intervallo di tensione fino all'argento compreso. I prodotti della sua riduzione possono variare a seconda dell'attività del metallo e delle condizioni (concentrazione di acido, temperatura). Quando interagisce con metalli a bassa attività, ad esempio il rame, l'acido viene ridotto a SO 2:

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

Quando interagiscono con metalli più attivi, i prodotti di riduzione possono essere sia biossido che zolfo libero e idrogeno solforato. Ad esempio, quando si interagisce con lo zinco, possono verificarsi le seguenti reazioni:

Zn + 2H2SO4 = ZnSO4 + SO2 + 2H2O;

3Zn + 4H2SO4 = 3ZnSO4 + S↓ + 4H2O;

4Zn + 5H2SO4 = 4ZnSO4 + H2S + 4H2O.

Applicazione dell'acido solforico

L'uso dell'acido solforico varia da paese a paese e da decennio a decennio. Negli USA, ad esempio, il principale ambito di consumo di H 2 SO 4 è attualmente la produzione di fertilizzanti (70%), seguita da produzione chimica, metallurgia, raffinazione del petrolio (~5% in ciascuna area). Nel Regno Unito la distribuzione dei consumi per industria è diversa: solo il 30% dell’H2SO4 prodotto viene utilizzato nella produzione di fertilizzanti, ma il 18% va a vernici, pigmenti e semiprodotti della produzione di coloranti, il 16% alla produzione chimica, il 12% % alla produzione di saponi e detergenti, il 10% alla produzione di fibre naturali e artificiali e il 2,5% viene utilizzato nella metallurgia.

Esempi di risoluzione dei problemi

ESEMPIO 1

Esercizio	Determinare la massa di acido solforico che può essere ottenuta da una tonnellata di pirite se la resa dell'ossido di zolfo (IV) nella reazione di tostatura è del 90% e l'ossido di zolfo (VI) nell'ossidazione catalitica dello zolfo (IV) è del 95% di teorico.
Soluzione	Scriviamo l'equazione per la reazione di cottura della pirite: 4FeS2 + 11O2 = 2Fe2O3 + 8SO2. Calcoliamo la quantità di sostanza pirite: n(FeS2) = m(FeS2) / M(FeS2); M(FeS2) = Ar(Fe) + 2×Ar(S) = 56 + 2×32 = 120 g/mol; n(FeS2) = 1000 kg / 120 = 8,33 kmol. Poiché nell'equazione di reazione il coefficiente per l'anidride solforosa è due volte più grande del coefficiente per FeS 2, la quantità teoricamente possibile di sostanza ossido di zolfo (IV) è uguale a: n(SO 2) teore = 2 ×n(FeS 2) = 2 ×8,33 = 16,66 kmol. E la quantità praticamente ottenuta di moli di ossido di zolfo (IV) è: n(SO 2) pratica = η × n(SO 2) theor = 0,9 × 16,66 = 15 kmol. Scriviamo l'equazione di reazione per l'ossidazione dell'ossido di zolfo (IV) in ossido di zolfo (VI): 2SO2 + O2 = 2SO3. La quantità teoricamente possibile di ossido di zolfo (VI) è pari a: n(SO 3) teore = n(SO 2) pratica = 15 kmol. E la quantità praticamente ottenuta di moli di ossido di zolfo (VI) è: n(SO 3) pratica = η × n(SO 3) theor = 0,5 × 15 = 14,25 kmol. Scriviamo l'equazione di reazione per la produzione di acido solforico: SO3 + H2O = H2SO4. Troviamo la quantità di acido solforico: n(H2SO4) = n(SO3) pratica = 14,25 kmol. La resa della reazione è del 100%. La massa dell'acido solforico è pari a: m(H2SO4) = n(H2SO4) × M(H2SO4); M(H2SO4) = 2×Ar(H) + Ar(S) + 4×Ar(O) = 2×1 + 32 + 4×16 = 98 g/mol; m(H2SO4) = 14,25 × 98 = 1397 kg.
Risposta	La massa dell'acido solforico è 1397 kg

Composti dello zolfo (1U). Acido solforoso

Nei tetraalogenuri SHal 4, negli ossalogenuri SOI Ial 2 e nel biossido S0 2, nell'acido solforoso 1I 2 S0 3, lo zolfo presenta uno stato di ossidazione di +4. In tutti questi composti, così come nei loro corrispondenti complessi anionici, l'atomo di zolfo ha una coppia di elettroni non condivisa. In base al numero di elettroni di legame a e non di legame, la forma delle molecole di questi composti cambia da un tetraedro distorto (SHal 4) ad una forma angolare (S0 9) attraverso una forma piramidale trigonale (SOHal 2 e SO3) . I composti S(IV) hanno proprietà acide, che si manifestano nelle reazioni con l'acqua:

Ossido di zolfo (1U) S0 2, o anidride solforosa, si forma bruciando lo zolfo nell'aria o nell'ossigeno, nonché calcinando i solfuri, come la pirite:

L'ossidazione della pirite è alla base del metodo industriale per la produzione di S0 2. La molecola S0 2 è costruita in modo simile alla molecola Oe e ha la struttura triangolo isoscele con un atomo di zolfo in alto. Lunghezza Connessione S-Oè 0,143 nm e l'angolo di legame è 119,5°:

L'atomo di zolfo è nel 5/? 2-ibridazione. L'orbitale p è orientato perpendicolarmente al piano della molecola e non è coinvolto nell'ibridazione (Fig. 25.2). A causa di questo e di altri orbitali p degli atomi di ossigeno orientati in modo simile, si forma un legame n a tre centri.

Riso. 25.2.

In condizioni normali, l'ossido di zolfo (1U) è un gas incolore con un caratteristico odore pungente. Sciogliamolo bene in acqua. Le soluzioni acquose hanno una reazione acida, poiché S0 2, interagendo con l'acqua, forma acido solforoso H 2 S0 3. La reazione è reversibile:

Una caratteristica di S0 2 è la sua dualità redox. Ciò è spiegato dal fatto che in SO. ; lo zolfo ha uno stato di ossidazione +4, e quindi può, donando due elettroni, ossidarsi a S(VI), e ricevendone quattro elettroni, ridursi a S. La manifestazione di queste ed altre proprietà dipende dalla natura dello componente reattivo. Pertanto, con agenti ossidanti forti, l'S0 2 si comporta come un tipico agente riducente. Ad esempio, gli alogeni vengono ridotti ai corrispondenti alogenuri di idrogeno e S(IV) solitamente si trasforma in S(VI):

In presenza di forti agenti riducenti, l'S0 2 si comporta come un agente ossidante:

È inoltre caratterizzato da una reazione di sproporzione:

SQ è un ossido acido, facilmente solubile in acqua (1 volume di H 2 0 scioglie 40 volumi di S0 2). Una soluzione acquosa di SOv è acida e si chiama acido solforoso. Tipicamente, la maggior parte dell'S0 2 disciolta in acqua è in soluzione sotto forma idrata di S0 2 azH 2 0 e solo una piccola parte di S0 2 interagisce con l'acqua secondo lo schema

L'acido solforoso, come acido dibasico, forma due tipi di sali: medi - solfiti (Na 2 S0 3) e acidi - idrosolfiti (NaHS0 3). H 2 S0 3 esiste in due forme tautomeriche (Fig. 25.3).

Riso. 25.3.Struttura delle forme tautomeriche di H 2 S0 3

Poiché lo zolfo nell'acido solforoso ha uno stato di ossidazione pari a +4, mostra, come S0 2, le proprietà sia di un agente ossidante che di un agente riducente, come già accennato, quindi l'acido solforoso nelle reazioni di ossidoriduzione duplica completamente le proprietà di S0 9.

I sali H 2 S0 3 (solfiti) hanno le proprietà sia di agenti ossidanti che riducenti. Pertanto, lo ione SO 2 si trasforma facilmente nello ione SO 2, mostrando forti proprietà riducenti, pertanto, nelle soluzioni, i solfiti vengono gradualmente ossidati dall'ossigeno molecolare, trasformandosi in sali di acido solforico:

In presenza di forti agenti riducenti, i solfiti si comportano come agenti ossidanti. Con forte riscaldamento, i solfiti dei metalli più attivi si decompongono a 600°C per formare sali H 2 SO^ e H 2 S, cioè si verifica una sproporzione:

Dei sali dell'acido solforoso, vengono disciolti solo i sali di 5 elementi del gruppo I, nonché gli idrosolfiti del tipo Me 2+ (HS0 3) 2.

Poiché H 2 S0 3 è un acido debole, quando gli acidi agiscono su solfiti e idrosolfiti si libera S0 2 che solitamente viene utilizzata per ottenere S0 2 in laboratorio:

I solfiti idrosolubili subiscono facilmente l'idrolisi, a seguito della quale aumenta la concentrazione di ioni OH nella soluzione:

Quando la SO 2 viene fatta passare attraverso soluzioni acquose di idrosolfiti, si formano pirosolfiti:

Se una soluzione di Na 2 S0 3 viene fatta bollire con polvere di zolfo, si forma tiosolfato di sodio. Nei tiosolfati gli atomi di zolfo si trovano in due gradi diversi ossidazione - +6 e -2:

Lo ione tiosolfato risultante corrisponde all'acido H 2 S 2 0 3, chiamato acido tiosolfrico. L'acido libero è instabile in condizioni normali e si decompone facilmente:

Le proprietà dei tiosolfati sono dovute alla presenza di e in essi, e

la presenza di S determina le proprietà riducenti dello ione S 2 0 3 _:

Gli agenti ossidanti più deboli ossidano il tiosolfato di sodio in sali dell'acido tetrationico. Un esempio è l'interazione con lo iodio:

Questa reazione è ampiamente utilizzata in chimica analitica, poiché è la base di uno dei metodi più importanti di analisi volumetrica, chiamato iodometria.

Tiosolfati metalli alcalini vengono prodotti industrialmente su larga scala. Tra loro valore più alto ha tiosolfato di sodio Na 2 S 2 0 3, che viene utilizzato in medicina come antidoto per l'avvelenamento da alogeni e cianuri. L'azione di questo farmaco si basa sulla sua proprietà di rilasciare zolfo, che, ad esempio, con gli ioni cianuro CN forma lo ione tiocianato meno tossico SCN:

Il farmaco può essere utilizzato anche per avvelenare con composti As, Pb, Hg, poiché si formano solfuri non tossici. Na 2 S 2 0 3 è usato per malattie allergiche, artrite, nevralgie. Una reazione caratteristica per Na 2 S 2 0 3 è la sua interazione con AgN0 3: si forma un precipitato bianco Ag. ; S.; 0 3, che nel tempo sotto l'influenza della luce e dell'umidità diventa nero con il rilascio di Ag 2 S:

Queste reazioni vengono utilizzate per la rilevazione qualitativa dello ione tiosolfato.

Il cloruro di tionile SOCl 2 si ottiene facendo reagire S0 2 con PC1 5:

La molecola SOCl 2 ha una struttura piramidale (Fig. 25.4). I legami con lo zolfo si formano a causa di una serie di orbitali, che possono essere considerati in modo molto approssimativo come $/? 3-ibrido. Uno di essi è occupato da una coppia solitaria di elettroni, quindi SOCl 2 può mostrare le proprietà di una base di Lewis debole.

Riso. 25.4.

S()C1 2 - liquido incolore, fumante, con odore pungente, idrolizza in presenza di tracce di umidità:

I composti volatili formati durante la reazione vengono facilmente rimossi. Pertanto, SOCl 2 viene spesso utilizzato per ottenere cloruri anidri:

SOCl 2 è ampiamente utilizzato come agente clorurante nelle sintesi organiche.

L'acido solforico non diluito è un composto covalente.

Nella molecola, l'acido solforico è circondato tetraedricamente da quattro atomi di ossigeno, due dei quali fanno parte dei gruppi idrossilici. I legami S–O sono doppi mentre i legami S–OH sono singoli.

I cristalli incolori, simili al ghiaccio, hanno una struttura a strati: ogni molecola di H 2 SO 4 è collegata a quattro forti legami idrogeno vicini, formando un'unica struttura spaziale.

La struttura dell'acido solforico liquido è simile alla struttura di quello solido, solo l'integrità della struttura spaziale è rotta.

Proprietà fisiche dell'acido solforico

In condizioni normali, l'acido solforico è un liquido pesante e oleoso, senza colore o odore. Nella tecnologia, l'acido solforico è una miscela di acqua e anidride solforica. Se il rapporto molare SO 3: H 2 O è inferiore a 1, allora è una soluzione acquosa di acido solforico; se è maggiore di 1, è una soluzione di SO 3 in acido solforico;

H 2 SO 4 al 100% cristallizza a 10,45°C; T kip = 296,2 °C; densità 1,98 g/cm3. H 2 SO 4 si mescola con H 2 O e SO 3 in qualsiasi rapporto per formare idrati; il calore di idratazione è così elevato che la miscela può bollire, schizzare e causare ustioni; Pertanto è necessario aggiungere acido all'acqua e non viceversa, poiché quando si aggiunge acqua all'acido, l'acqua più leggera finirà sulla superficie dell'acido, dove si concentrerà tutto il calore generato.

Quando soluzioni acquose di acido solforico contenenti fino al 70% di H 2 SO 4 vengono riscaldate e bollite, nella fase vapore viene rilasciato solo vapore acqueo. Il vapore di acido solforico appare anche sopra soluzioni più concentrate.

In termini di caratteristiche strutturali e anomalie, l'acido solforico liquido è simile all'acqua. C’è lo stesso sistema di legami idrogeno, quasi la stessa struttura spaziale.

Proprietà chimiche dell'acido solforico

L'acido solforico è uno degli acidi minerali più forti; a causa della sua elevata polarità, il legame H–O si rompe facilmente.

L'acido solforico si dissocia in soluzione acquosa , formando uno ione idrogeno e un residuo acido:

H2SO4 = H + + HSO4 - ;

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

Equazione riassuntiva:

H2SO4 = 2H + +SO4 2- .

Mostra le proprietà degli acidi , reagisce con i metalli, ossidi metallici, basi e sali.

L'acido solforico diluito non presenta proprietà ossidanti; quando interagisce con i metalli, vengono rilasciati idrogeno e un sale contenente il metallo nello stato di ossidazione più basso. Al freddo l'acido è inerte nei confronti dei metalli come ferro, alluminio e persino bario.

L'acido concentrato ha proprietà ossidanti. Possibili prodotti di interazione sostanze semplici con acido solforico concentrato sono riportati nella tabella. Viene mostrata la dipendenza del prodotto di riduzione dalla concentrazione dell'acido e dal grado di attività del metallo: più il metallo è attivo, più profondamente riduce lo ione solfato dell'acido solforico.

Interazione con gli ossidi:

CaO + H2SO4 = CaSO4 = H2O.

Interazione con le basi:

2NaOH + H2SO4 = Na2SO4 + 2H2O.

Interazione con i sali:

Na2CO3 + H2SO4 = Na2SO4 + CO2 + H2O.

Proprietà ossidative

L'acido solforico ossida HI e HBr liberando alogeni:

H2SO4 + 2HI = I2 + 2H2O + SO2.

L'acido solforico si toglie chimicamente acqua legata da composti organici contenenti gruppi idrossilici. La disidratazione dell'alcol etilico in presenza di acido solforico concentrato porta alla produzione di etilene:

C2H5OH = C2H4 + H2O.

La carbonizzazione di zucchero, cellulosa, amido e altri carboidrati a contatto con l'acido solforico è spiegata anche dalla loro disidratazione:

C6H12O6 + 12H2SO4 = 18H2O + 12SO2 + 6CO2.

L'anidride solforosa si forma quando lo zolfo viene bruciato nell'aria o nell'ossigeno. Si ottiene anche calcinando solfuri metallici, come piriti di ferro, in aria (“combustione”):

Con questa reazione, l'anidride solforosa viene solitamente ottenuta nell'industria (su altri metodi industriali ricevuta, vedere 9 § 131).

L'anidride solforosa è un gas incolore (“anidride solforosa”) con un forte odore di zolfo caldo. Si condensa abbastanza facilmente in un liquido incolore, bollente a . Quando un liquido evapora, si verifica un forte abbassamento della temperatura (a ).

L'anidride solforosa è altamente solubile in acqua (circa 40 volumi in 1 volume di acqua a ); in questo caso avviene una parziale reazione con l'acqua e si forma acido solforoso:

Pertanto, l'anidride solforosa è un'anidride dell'acido solforoso. Quando riscaldato, la solubilità diminuisce e l'equilibrio si sposta a sinistra; gradualmente tutta l'anidride solforosa viene nuovamente rilasciata dalla soluzione.

La molecola è costruita in modo simile alla molecola di ozono. I nuclei dei suoi atomi costituenti formano un triangolo isoscele:

Qui l'atomo di zolfo, come l'atomo centrale di ossigeno nella molecola di ozono, è in uno stato di ibridazione e l'angolo è vicino a . L'orbitale dell'atomo di zolfo, orientato perpendicolarmente al piano della molecola, non partecipa all'ibridazione. A causa di questo orbitale e degli orbitali orientati in modo simile degli atomi di ossigeno, si forma un legame a tre centri; la coppia di elettroni che la realizzano appartiene a tutti e tre gli atomi della molecola.

L'anidride solforosa viene utilizzata per produrre acido solforico e anche (in quantità molto minori) per sbiancare paglia, lana, seta e come disinfettante (per distruggere la muffa negli scantinati, nelle cantine, nelle botti di vino, nei serbatoi di fermentazione).

L'acido solforoso è un composto molto fragile. È noto solo in soluzioni acquose. Quando si tenta di separare l'acido solforoso, questo si scompone in acqua. Ad esempio, quando l'acido solforico concentrato agisce sul solfito di sodio, al posto dell'acido solforoso viene rilasciata anidride solforosa:

La soluzione di acido solforoso deve essere protetta dall'accesso all'aria, altrimenti, assorbendo ossigeno dall'aria, si ossida lentamente in acido solforico:

L'acido solforoso è un buon agente riducente. Ad esempio, riduce gli alogeni liberi in alogenuri di idrogeno:

Tuttavia, quando interagisce con forti agenti riducenti, l'acido solforoso può svolgere il ruolo di agente ossidante. Quindi, la sua reazione con l'idrogeno solforato procede principalmente secondo l'equazione:

Essendo dibasico, l'acido solforoso forma due serie di sali. I suoi sali medi sono chiamati solfiti, quelli acidi - idrosolfiti.

Come l'acido, i solfiti e gli idrosolfiti sono agenti riducenti. Quando vengono ossidati si ottengono sali dell'acido solforico.

Quando calcinati, i solfiti dei metalli più attivi si decompongono per formare solfuri e solfati (reazione di autoossidazione - autoriparazione):

I solfiti di potassio e sodio vengono utilizzati per sbiancare alcuni materiali, nell'industria tessile per la tintura dei tessuti e nella fotografia. La soluzione (questo sale esiste solo in soluzione) viene utilizzata per trasformare il legno nella cosiddetta pasta al solfito, dalla quale si ottiene poi la carta.