V tomto článku nájdete informácie o tom, čo je oxid sírový. Zvážia sa jeho základné chemické a fyzikálne vlastnosti, existujúce formy, spôsoby ich prípravy a vzájomné rozdiely. Spomenuté budú aj aplikácie a biologická úloha tohto oxidu v jeho rôznych formách.
Aká je podstata
Oxid sírový je zlúčenina jednoduchých látok, síry a kyslíka. Existujú tri formy oxidov síry, ktoré sa líšia stupňom mocenstva S, a to: SO (oxid sírový, oxid sírový), SO 2 (oxid siričitý alebo oxid siričitý) a SO 3 (oxid sírový alebo anhydrid). Všetky uvedené varianty oxidov síry majú podobné chemické a fyzikálne vlastnosti.
Všeobecné informácie o oxide siričitom
Oxid dvojmocný, alebo inak oxid sírový, je anorganická látka pozostávajúca z dvoch jednoduchých prvkov – síry a kyslíka. Vzorec - SO. Za normálnych podmienok je to bezfarebný plyn, ale so štipľavým a špecifickým zápachom. Reaguje s vodným roztokom. Pomerne vzácna zlúčenina v zemskej atmosfére. Je nestabilný voči teplote a existuje v dimérnej forme - S202. Niekedy je schopný v dôsledku reakcie interagovať s kyslíkom za vzniku oxidu siričitého. Netvorí soli.
Oxid síry (2) sa zvyčajne získava spaľovaním síry alebo rozkladom jej anhydridu:
- 2S2+02 = 2SO;
- 2S02 = 2SO+02.
Látka sa rozpúšťa vo vode. Výsledkom je, že oxid sírový tvorí kyselinu tiosírovú:
- S202 + H20 = H2S203.
Všeobecné údaje o oxide siričitom
Oxid síry je ďalšou formou oxidov síry s chemickým vzorcom SO2. Má nepríjemný špecifický zápach a je bezfarebný. Pri vystavení tlaku sa môže vznietiť pri izbovej teplote. Po rozpustení vo vode vytvára nestabilnú kyselinu sírovú. Môže sa rozpustiť v etanole a roztokoch kyseliny sírovej. Je súčasťou sopečného plynu.
V priemysle sa získava spaľovaním síry alebo pražením jej sulfidov:
- 2FeS2+502 = 2FeO+4S02.
V laboratóriách sa S02 spravidla získava pomocou siričitanov a hydrosulfitov, ktoré sú vystavené silnej kyseline, ako aj vystaveniu kovov s nízkym stupňom aktivity koncentrovanej H2S04.
Rovnako ako ostatné oxidy síry, SO2 je kyslý oxid. Pri interakcii s alkáliami vytvára rôzne siričitany, reaguje s vodou a vytvára kyselinu sírovú.
SO 2 je mimoriadne aktívny, čo sa jasne prejavuje v jeho redukčných vlastnostiach, kde sa zvyšuje oxidačný stav oxidu síry. Pri vystavení silnému redukčnému činidlu môže vykazovať oxidačné vlastnosti. Posledná uvedená charakteristika sa používa na výrobu kyseliny fosfornej alebo na separáciu S z plynov v metalurgickej oblasti.
Oxid sírový (4) je široko používaný ľuďmi na výrobu kyseliny sírovej alebo jej solí - to je jeho hlavná oblasť použitia. Podieľa sa aj na procesoch výroby vína a pôsobí tam ako konzervant (E220) niekedy sa používa na morenie skladov a skladov zeleniny, pretože ničí mikroorganizmy. Materiály, ktoré sa nedajú bieliť chlórom, sú ošetrené oxidom síry.
SO 2 je pomerne toxická zlúčenina. Charakteristickými príznakmi otravy sú kašeľ, problémy s dýchaním, zvyčajne vo forme nádchy, chrapot, nezvyčajná chuť a bolesť hrdla. Vdýchnutie takéhoto plynu môže spôsobiť udusenie, zhoršenie rečovej schopnosti jedinca, zvracanie, ťažkosti s prehĺtaním a akútny pľúcny edém. Maximálna prípustná koncentrácia tejto látky v pracovnom priestore je 10 mg/m 3 . Telá rôznych ľudí však môžu vykazovať rôznu citlivosť na oxid siričitý.
Všeobecné informácie o anhydride kyseliny sírovej
Oxid siričitý, alebo ako sa nazýva anhydrid kyseliny sírovej, je vyšší oxid síry s chemickým vzorcom SO 3 . Kvapalina s dusivým zápachom, za štandardných podmienok vysoko prchavá. Je schopný tuhnúť, vytvárať kryštalické zmesi zo svojich pevných modifikácií pri teplotách 16,9 °C a nižších.
Podrobná analýza vyššieho oxidu
Pri oxidácii SO 2 vzduchom pod vplyvom vysokých teplôt je nevyhnutnou podmienkou prítomnosť katalyzátora, napríklad V 2 O 5, Fe 2 O 3, NaVO 3 alebo Pt.
Tepelný rozklad síranov alebo interakcia ozónu a SO 2:
- Fe2(S04)3 = Fe203 + 3S03;
- S02+03 = S03+02.
Oxidácia SO 2 s NO 2:
- S02+N02 = S03+NO.
Fyzikálne kvalitatívne charakteristiky zahŕňajú: prítomnosť plochej štruktúry, trigonálneho typu a D 3 h symetrie v plynnom stave pri prechode z plynu na kryštál alebo kvapalinu, tvorí trimér cyklickej povahy a cikcakový reťazec; kovalentná polárna väzba.
V tuhej forme sa SO3 vyskytuje v alfa, beta, gama a sigma formách, a preto má rôzne teploty topenia, stupne polymerizácie a rôzne kryštalické formy. Existencia takého počtu druhov SO3 je spôsobená tvorbou väzieb typu donor-akceptor.
Vlastnosti anhydridu síry zahŕňajú mnohé z jeho vlastností, z ktorých hlavné sú:
Schopnosť interakcie s bázami a oxidmi:
- 2KHO+S03 = K2S04 + H20;
- CaO+S03 = CaS04.
Vyšší oxid síry SO3 má pomerne vysokú aktivitu a interakciou s vodou vytvára kyselinu sírovú:
- S03 + H20 = H2S04.
Reaguje s chlorovodíkom a vytvára kyselinu chlórsulfátovú:
- S03+HCI = HS03CI.
Oxid sírový sa vyznačuje prejavom silných oxidačných vlastností.
Anhydrid kyseliny sírovej sa používa pri výrobe kyseliny sírovej. Jeho malé množstvo sa uvoľňuje do životného prostredia pri používaní sírnych bômb. SO 3, ktorý po interakcii s mokrým povrchom vytvára kyselinu sírovú, ničí rôzne nebezpečné organizmy, ako sú huby.
Zhrnutie
Oxid sírový môže byť v rôznych stavoch agregácie, od kvapalnej po tuhú formu. V prírode je vzácny, no spôsobov, ako ho získať v priemysle, ako aj v oblastiach, kde sa dá využiť, je pomerne dosť. Samotný oxid má tri formy, v ktorých vykazuje rôzne stupne valencie. Môže byť vysoko toxický a spôsobiť vážne zdravotné problémy.
Síra je rozšírená v zemskej kôre a medzi ostatnými prvkami je na šestnástom mieste. Nachádza sa vo voľnej aj vo viazanej forme. Pre tento chemický prvok sú charakteristické nekovové vlastnosti. Jeho latinský názov je „Sulfur“, označuje sa symbolom S. Prvok je súčasťou rôznych iónových zlúčenín obsahujúcich kyslík a/alebo vodík, tvorí množstvo látok patriacich do tried kyselín, solí a niekoľkých oxidov, z ktorých každý môže byť tzv. oxid sírový so symbolmi sčítania označujúcimi valenciu. Oxidačné stavy, ktoré vykazuje v rôznych zlúčeninách, sú +6, +4, +2, 0, −1, −2. Známe sú oxidy síry s rôznym stupňom oxidácie. Najbežnejšie sú oxid siričitý a oxid sírový. Menej známe sú oxid sírový, ako aj vyššie (okrem SO3) a nižšie oxidy tohto prvku.
Oxid sírový
Anorganická zlúčenina nazývaná oxid sírový II, SO, je bezfarebný plyn. Pri kontakte s vodou sa nerozpúšťa, ale reaguje s ňou. Ide o veľmi vzácnu zlúčeninu, ktorá sa nachádza iba v prostredí so riedkym plynom. Molekula SO je termodynamicky nestabilná a spočiatku sa mení na S2O2 (nazývaný plyn disíry alebo peroxid síry). Vzhľadom na zriedkavý výskyt oxidu sírového v našej atmosfére a nízku stabilitu molekuly je ťažké úplne určiť nebezpečenstvo tejto látky. Ale v kondenzovanej alebo koncentrovanejšej forme sa oxid mení na peroxid, ktorý je pomerne toxický a žieravý. Táto zlúčenina je tiež vysoko horľavá (pripomína v tejto vlastnosti metán, pri spaľovaní vzniká oxid siričitý, jedovatý plyn). Oxid sírový 2 bol objavený v blízkosti Io (jedna z atmosfér Venuše a v medzihviezdnom prostredí. Na Io sa predpokladá, že vzniká vulkanickými a fotochemickými procesmi. Hlavné fotochemické reakcie sú nasledovné: O + S2 → S + SO a SO2 → SO + O.
Oxid siričitý
Oxid sírový IV alebo oxid siričitý (SO2) je bezfarebný plyn s dusivým štipľavým zápachom. Pri teplote mínus 10 C prechádza do kvapalného stavu a pri teplote mínus 73 C tuhne. Pri 20 °C sa v 1 litri vody rozpustí asi 40 objemov SO2.
Tento oxid síry, ktorý sa rozpúšťa vo vode, vytvára kyselinu sírovú, pretože je jej anhydridom: SO2 + H2O ↔ H2SO3.
Interaguje so zásadami a 2NaOH + SO2 → Na2SO3 + H2O a SO2 + CaO → CaSO3.
Oxid siričitý sa vyznačuje vlastnosťami oxidačného a redukčného činidla. Oxiduje sa vzdušným kyslíkom na anhydrid kyseliny sírovej v prítomnosti katalyzátora: SO2 + O2 → 2SO3. So silnými redukčnými činidlami, ako je sírovodík, zohráva úlohu oxidačného činidla: H2S + SO2 → S + H2O.
Oxid siričitý sa v priemysle používa najmä na výrobu kyseliny sírovej. Oxid siričitý vzniká spaľovaním síry alebo pyritov železa: 11O2 + 4FeS2 → 2Fe2O3 + 8SO2.
Anhydrid kyseliny sírovej
Oxid sírový VI alebo oxid sírový (SO3) je medziprodukt a nemá nezávislý význam. Na pohľad je to bezfarebná kvapalina. Vrie pri teplote 45 C a pod 17 C sa mení na bielu kryštalickú hmotu. Táto síra (s oxidačným stavom atómu síry + 6) je extrémne hygroskopická. S vodou tvorí kyselinu sírovú: SO3 + H2O ↔ H2SO4. Pri rozpustení vo vode uvoľňuje veľké množstvo tepla a ak sa veľké množstvo oxidu pridáva nie postupne, ale naraz, môže dôjsť k výbuchu. Oxid sírový sa dobre rozpúšťa v koncentrovanej kyseline sírovej za vzniku olea. Obsah SO3 v oleu dosahuje 60 %. Táto zlúčenina síry má všetky vlastnosti
Vyššie a nižšie oxidy síry
Síry sú skupinou chemických zlúčenín so vzorcom SO3 + x, kde x môže byť 0 alebo 1. Monomérny oxid SO4 obsahuje peroxoskupinu (O-O) a je charakterizovaný, podobne ako oxid SO3, oxidačným stavom síry +6 . Tento oxid síry sa môže vyrábať pri nízkych teplotách (pod 78 K) reakciou SO3 alebo fotolýzou SO3 zmiešaného s ozónom.
Nižšie oxidy síry sú skupinou chemických zlúčenín, ktoré zahŕňajú:
- SO (oxid síry a jeho dimér S202);
- oxidy síry SnO (sú cyklické zlúčeniny pozostávajúce z kruhov tvorených atómami síry a n môže byť od 5 do 10);
- S702;
- polymérne oxidy síry.
Zvýšil sa záujem o nižšie oxidy síry. Je to spôsobené potrebou študovať ich obsah v pozemských a mimozemských atmosférach.
Sírovodík – H2S
Zlúčeniny síry -2, +4, +6. Kvalitatívne reakcie na sulfidy, siričitany, sírany.
Potvrdenie o interakcii:
1. vodík so sírou pri t – 300 0
2. pri pôsobení na sulfidy minerálnych kyselín:
Na2S+2HCl =2 NaCl+H2S
Fyzikálne vlastnosti:
bezfarebný plyn, s pachom skazených vajec, jedovatý, ťažší ako vzduch, vo vode sa rozpúšťa, tvorí slabú sírovodíkovú kyselinu.
Chemické vlastnosti
Acidobázické vlastnosti
1. Roztok sírovodíka vo vode – kyselina sulfidová – je slabá dvojsýtna kyselina, preto sa postupne disociuje:
H 2 S ↔ HS - + H +
HS - ↔ H - + S 2-
2. Kyselina sírovodíková má všeobecné vlastnosti kyselín, reaguje s kovmi, zásaditými oxidmi, zásadami, soľami:
H2S + Ca = CaS + H2
H2S + CaO = CaS + H20
H2S + 2NaOH = Na2S + 2H20
H2S + CuS04 = CuS↓ + H2S04
Všetky soli kyselín - hydrosulfidy - sú vysoko rozpustné vo vode. Normálne soli - sulfidy - sa vo vode rozpúšťajú rôznymi spôsobmi: sulfidy alkalických kovov a kovov alkalických zemín sú vysoko rozpustné, sulfidy iných kovov sú vo vode nerozpustné a sulfidy medi, olova, ortuti a niektorých ďalších ťažkých kovov nie sú rozpustné ani vo kyseliny (okrem kyseliny dusičnej)
CuS+4HN03=Cu(N03)2+3S+2NO+2H20
Rozpustné sulfidy podliehajú hydrolýze - na anióne.
Na 2 S ↔ 2Na + + S 2-
S2- +HOH ↔HS - +OH -
Na 2 S + H 2 O ↔ NaHS + NaOH
Kvalitatívna reakcia na kyselinu hydrosulfidovú a jej rozpustné soli (t. j. na sulfidový ión S2-) je ich interakcia s rozpustnými soľami olova, čo vedie k tvorbe čiernej zrazeniny PbS.
Na2S + Pb(NO3)2 = 2NaNO3 + PbS↓
Pb2+ + S2- = PbS↓
Zobrazuje iba regeneračné vlastnosti, pretože atóm síry má najnižší oxidačný stav -2
1. s kyslíkom
a) s nevýhodou
2H2S-2+020 = SO + 2H20-2
b) s prebytkom kyslíka
2H2S+302=2S02+2H20
2. s halogénmi (zafarbenie brómovou vodou)
H2S-2+Br2=S0+2HBr-1
3. s konc. HNO3
H2S+2HN03(k) = S+2N02+2H20
b) so silnými oxidačnými činidlami (KMnO 4, K 2 CrO 4 v kyslom prostredí)
2KMnO4+3H2S04+5H2S = 5S+2MnS04+K2S04+8H20
c) kyselina sulfidová sa oxiduje nielen silnými oxidačnými činidlami, ale aj slabšími, napríklad železitými soľami, kyselinou sírovou atď.
2FeCl3 + H2S = 2FeCl2 + S + 2HCl
H2S03 + 2H2S = 3S + 3H20
Potvrdenie
1. spaľovanie síry v kyslíku.
2. spaľovanie sírovodíka v nadbytku O 2
2H2S+302 = 2S02 + 2H20
3. oxidácia sulfidu
2CuS+302 = 2S02 + 2CuO
4. interakcia siričitanov s kyselinami
Na2S03 +H2S04 =Na2S04 +S02 +H20
5. interakcia kovov v rade aktivít po (H 2) s konc. H2SO4
Cu+2H2S04 = CuS04 + S02 + 2H20
Fyzikálne vlastnosti
Plyn, bezfarebný, s dusivým zápachom spálenej síry, jedovatý, viac ako 2-krát ťažší ako vzduch, dobre rozpustný vo vode (pri izbovej teplote sa v jednom objeme rozpustí asi 40 objemových dielov plynu).
Chemické vlastnosti:
Acidobázické vlastnosti
SO2 je typický kyslý oxid.
1.s alkáliami, ktoré tvoria dva typy solí: siričitany a hydrosulfity
2KOH+S02 = K2S03 + H20
KOH+S02 = KHS03+H20
2.so zásaditými oxidmi
K20+S02 = K2S03
3. s vodou vzniká slabá kyselina sírová
H20+S02 = H2S03
Kyselina sírová existuje iba v roztoku a je slabou kyselinou.
má všetky všeobecné vlastnosti kyselín.
4. kvalitatívna reakcia na siričitan - ión - SO 3 2 - pôsobenie minerálnych kyselín
Na 2 SO 3 +2HCl= 2Na 2 Cl+SO 2 +H 2 O zápach spálenej síry
Redoxné vlastnosti
V ORR môže byť oxidačným činidlom aj redukčným činidlom, pretože atóm síry v SO 2 má stredný oxidačný stav +4.
Ako oxidačné činidlo:
S02 + 2H2S = 3S + 2H2S
Ako redukčné činidlo:
2S02+02 = 2S03
Cl2+S02+2H20 = H2S04+2HCl
2KMn04+5SO2+2H20 = K2S04+2H2S04+2MnS04
Oxid sírový (VI) SO 3 (anhydrid kyseliny sírovej)
Potvrdenie:
Oxidácia oxidu siričitého
2S02 + O2 = 2S03 ( t 0, kat)
Fyzikálne vlastnosti
Bezfarebná kvapalina, pri teplotách pod 17 0 C sa mení na bielu kryštalickú hmotu. Tepelne nestabilná zlúčenina, úplne sa rozkladá pri 700 0 C. Je vysoko rozpustná vo vode a bezvodej kyseline sírovej a reaguje s ňou za vzniku olea
S03 + H2S04 = H2S207
Chemické vlastnosti
Acidobázické vlastnosti
Typický kyslý oxid.
1.s alkáliami, ktoré tvoria dva typy solí: sírany a hydrosírany
2KOH+S03 = K2S04+H20
KOH+S03 = KHS04+H20
2.so zásaditými oxidmi
CaO+S02 = CaS04
3. s vodou
H20 + S03 = H2S04
Redoxné vlastnosti
Oxid sírový (VI) je silné oxidačné činidlo, zvyčajne redukované na SO2
3S03 + H2S = 4S02 + H20
Kyselina sírová H2SO4
Príprava kyseliny sírovej
V priemysle sa kyselina vyrába kontaktnou metódou:
1. pyritové vypaľovanie
4FeS2 +1102 = 2Fe203 + 8SO2
2. oxidácia SO 2 na SO 3
2S02 + O2 = 2S03 ( t 0, kat)
3. rozpustenie SO 3 v kyseline sírovej
n SO3 + H2S04 = H2S04∙ n SO 3 (oleum)
H2SO4∙ n S03 + H20 = H2S04
Fyzikálne vlastnosti
H 2 SO 4 je ťažká olejovitá kvapalina, bez zápachu a farby, hygroskopická. Zmieša sa s vodou v akomkoľvek pomere, keď sa koncentrovaná kyselina sírová rozpustí vo vode, uvoľní sa veľké množstvo tepla, takže sa musí opatrne naliať do vody a nie naopak (najprv voda, potom kyselina, inak dôjde k veľkým problémom)
Roztok kyseliny sírovej vo vode s obsahom H 2 SO 4 menším ako 70 % sa zvyčajne nazýva zriedená kyselina sírová, viac ako 70 % - koncentrovaná.
Chemické vlastnosti
Acidobázická
Zriedená kyselina sírová vykazuje všetky charakteristické vlastnosti silných kyselín. Disociuje vo vodnom roztoku:
H 2 SO 4 ↔ 2H + + SO 4 2-
1. so zásaditými oxidmi
MgO + H2S04 = MgS04 + H20
2. s dôvodmi
2NaOH + H2S04 = Na2S04 + 2H20
3. so soľami
BaCl2 + H2S04 = BaS04↓ + 2HCl
Ba2+ + SO 4 2- = BaSO 4 ↓ (biela zrazenina)
Kvalitatívna reakcia na síranový ión SO 4 2-
Vďaka vyššiemu bodu varu v porovnaní s inými kyselinami ich kyselina sírová pri zahrievaní vytláča zo solí:
NaCl + H2S04 = HCl + NaHS04
Redoxné vlastnosti
V zriedenej H 2 SO 4 sú oxidačnými činidlami ióny H + a v koncentrovanej H 2 SO 4 sú oxidačnými činidlami ióny SO 4 2 síranu.
Kovy v rade aktivít až po vodík sa rozpúšťajú v zriedenej kyseline sírovej, tvoria sa sírany a uvoľňuje sa vodík
Zn + H2S04 = ZnS04 + H2
Koncentrovaná kyselina sírová je silné oxidačné činidlo, najmä pri zahrievaní. Oxiduje mnohé kovy, nekovy, anorganické a organické látky.
H 2 SO 4 (k) oxidačné činidlo S +6
S aktívnejšími kovmi môže byť kyselina sírová v závislosti od koncentrácie redukovaná na rôzne produkty
Zn + 2H2S04 = ZnS04 + S02 + 2H20
3Zn + 4H2S04 = 3ZnSO4 + S + 4H20
4Zn + 5H2S04 = 4ZnSO4 + H2S + 4H20
Koncentrovaná kyselina sírová oxiduje niektoré nekovy (síra, uhlík, fosfor atď.), čím sa redukuje na oxid sírový (IV)
S + 2H2S04 = 3S02 + 2H20
C + 2H2S04 = 2S02 + C02 + 2H20
Interakcia s niektorými komplexnými látkami
H2S04 + 8HI = 4I2 + H2S + 4 H20
H2S04 + 2HBr = Br2 + S02 + 2H20
Soli kyseliny sírovej
2 druhy solí: sírany a hydrosírany
Soli kyseliny sírovej majú všetky všeobecné vlastnosti solí. Ich vzťah k teplu je zvláštny. Sírany aktívnych kovov (Na, K, Ba) sa nerozkladajú ani pri zahriatí nad 1000 0 C, soli menej aktívnych kovov (Al, Fe, Cu) sa rozkladajú už pri miernom zahriatí
4.doc
Síra. Sírovodík, sulfidy, hydrosulfidy. Oxidy síry (IV) a (VI). Kyseliny sírové a sírové a ich soli. Estery kyseliny sírovej. Tiosíran sodný
4.1. Síra
Síra je jedným z mála chemických prvkov, ktoré ľudia používajú už niekoľko tisícročí. V prírode je rozšírený a nachádza sa ako vo voľnom stave (natívna síra), tak aj v zlúčeninách. Minerály obsahujúce síru možno rozdeliť do dvoch skupín - sulfidy (pyrity, lesky, zmesi) a sírany. Pôvodná síra sa vo veľkom množstve vyskytuje v Taliansku (ostrov Sicília) a USA. V SNŠ sú ložiská pôvodnej síry v regióne Volga, v štátoch Strednej Ázie, na Kryme a v iných oblastiach.
Medzi minerály prvej skupiny patrí olovnatý lesk PbS, medený lesk Cu 2 S, strieborný lesk - Ag 2 S, zinková zmes - ZnS, kadmiová zmes - CdS, pyrit alebo pyrit železa - FeS 2, chalkopyrit - CuFeS 2, rumelka - HgS.
Medzi minerály druhej skupiny patrí sadra CaSO 4 2H 2 O, mirabilit (Glauberova soľ) - Na 2 SO 4 10H 2 O, kieserit - MgSO 4 H 2 O.
Síra sa nachádza v telách zvierat a rastlín, keďže je súčasťou molekúl bielkovín. Organické zlúčeniny síry sa nachádzajú v rope.
Potvrdenie
1. Pri získavaní síry z prírodných zlúčenín, napríklad z pyritov síry, sa táto zahrieva na vysoké teploty. Pyrit sírový sa rozkladá za vzniku sulfidu železnatého a síry:
2. Síra sa dá získať oxidáciou sírovodíka s nedostatkom kyslíka podľa reakcie:
2H2S+02=2S+2H20
3. V súčasnosti je bežné získavať síru redukciou oxidu siričitého SO2 uhlíkom – vedľajším produktom pri tavení kovov zo sírnych rúd:
S02+C = C02+S
4. Výfukové plyny z hutníckych a koksovacích pecí obsahujú zmes oxidu siričitého a sírovodíka. Táto zmes prechádza pri vysokej teplote cez katalyzátor:
H2S+S02=2H20+3S
^ Fyzikálne vlastnosti
Síra je tvrdá, krehká, citrónovo žltá látka. Je prakticky nerozpustný vo vode, ale je vysoko rozpustný v sírouhlíku CS 2 anilíne a niektorých ďalších rozpúšťadlách.
Zle vedie teplo a elektrinu. Síra tvorí niekoľko alotropných modifikácií:
1 . ^ Kosoštvorcová síra (najstabilnejšie), kryštály majú formu oktaédra.
Keď sa síra zahrieva, mení sa jej farba a viskozita: najprv sa vytvorí svetložltá a potom, keď teplota stúpa, tmavne a stáva sa takou viskóznou, že pri ďalšom zahrievaní nevyteká zo skúmavky, viskozita klesá; znova a pri 444,6 °C vrie síra.
2. ^ Monoklinická síra - modifikácia vo forme tmavožltých ihličkovitých kryštálov, získaná pomalým ochladzovaním roztavenej síry.
3. Plastová síra vzniká, ak sa síra zahriata do varu naleje do studenej vody. Ľahko sa naťahuje ako guma (pozri obr. 19).
Prírodná síra pozostáva zo zmesi štyroch stabilných izotopov: 32 16 S, 33 16 S, 34 16 S, 36 16 S.
^ Chemické vlastnosti
Atóm síry, ktorý má neúplnú úroveň vonkajšej energie, môže pridať dva elektróny a prejaviť stupeň
Oxidácia -2. Síra vykazuje tento stupeň oxidácie v zlúčeninách s kovmi a vodíkom (Na 2 S, H 2 S). Keď sú elektróny odovzdané alebo stiahnuté do atómu elektronegatívnejšieho prvku, oxidačný stav síry môže byť +2, +4, +6.
V chlade je síra relatívne inertná, no so zvyšujúcou sa teplotou sa jej reaktivita zvyšuje. 1. S kovmi má síra oxidačné vlastnosti. Tieto reakcie produkujú sulfidy (nereagujú so zlatom, platinou a irídiom): Fe+S=FeS
2. Za normálnych podmienok síra neinteraguje s vodíkom, ale pri 150-200°C dochádza k reverzibilnej reakcii:
3. Pri reakciách s kovmi a vodíkom sa síra správa ako typické oxidačné činidlo a v prítomnosti silných oxidačných činidiel vykazuje redukčné vlastnosti.
S+3F2 =SF6 (nereaguje s jódom)
4. K spaľovaniu síry v kyslíku dochádza pri teplote 280 °C a vo vzduchu pri teplote 360 °C. Takto vzniká zmes SO2 a SO3:
S+02=S022S+302=2S03
5. Pri zahrievaní bez prístupu vzduchu sa síra priamo spája s fosforom a uhlíkom, pričom vykazuje oxidačné vlastnosti:
2P+3S=P2S32S + C = CS2
6. Pri interakcii s komplexnými látkami sa síra správa hlavne ako redukčné činidlo:
7. Síra je schopná disproporčných reakcií. Keď sa teda prášok síry varí s alkáliami, vytvárajú sa siričitany a sulfidy:
Aplikácia
Síra je široko používaná v priemysle a poľnohospodárstve. Približne polovica jeho produkcie sa spotrebuje na výrobu kyseliny sírovej. Síra sa používa na vulkanizáciu gumy: v tomto prípade sa guma mení na gumu.
Vo forme sírnej farby (jemný prášok) sa síra používa na boj proti chorobám viniča a bavlníka. Používa sa na výrobu strelného prachu, zápaliek a svetelných zlúčenín. V medicíne sa sírové masti pripravujú na liečbu kožných ochorení.
4.2. Sírovodík, sulfidy, hydrosulfidy
Sírovodík je analógom vody. Jeho elektronický vzorec
Ukazuje, že dva p-elektróny vonkajšej úrovne atómu síry sa podieľajú na tvorbe väzieb H-S-H. Molekula H 2 S má uhlový tvar, je teda polárna.
^ Byť v prírode
Sírovodík sa prirodzene vyskytuje v sopečných plynoch a vo vodách niektorých minerálnych prameňov, napríklad Pyatigorsk, Matsesta. Vzniká pri rozklade organických látok s obsahom síry rôznych živočíšnych a rastlinných zvyškov. To vysvetľuje charakteristický nepríjemný zápach splaškov, žúmp a skládok odpadu.
Potvrdenie
1. Sírovodík možno získať priamou kombináciou síry s vodíkom pri zahrievaní:
2. Zvyčajne sa však získava pôsobením zriedenej kyseliny chlorovodíkovej alebo sírovej na sulfid železitý:
2HCl+FeS=FeCl2+H2S 2H + +FeS=Fe2+ +H2S Táto reakcia sa často uskutočňuje v Kippovom prístroji.
^ Fyzikálne vlastnosti
Za normálnych podmienok je sírovodík bezfarebný plyn so silným, charakteristickým zápachom po zhnitých vajciach. Veľmi jedovatý, pri vdýchnutí sa viaže na hemoglobín, čo často spôsobuje paralýzu
Čo vedie k smrti. Menej nebezpečné v nízkych koncentráciách. Je potrebné s ním pracovať v digestoroch alebo s hermeticky uzavretými zariadeniami. Prípustný obsah H 2 S v priemyselných priestoroch je 0,01 mg na 1 liter vzduchu.
Sírovodík je relatívne rozpustný vo vode (pri 20 °C sa v 1 objeme vody rozpustí 2,5 objemu sírovodíka).
Roztok sírovodíka vo vode sa nazýva sírovodíková voda alebo kyselina sírovodíková (vykazuje vlastnosti slabej kyseliny).
^ Chemické vlastnosti
1, Pri silnom zahriatí sa sírovodík takmer úplne rozkladá za vzniku síry a vodíka.
2. Plynný sírovodík horí na vzduchu modrým plameňom za vzniku oxidu síry (IV) a vody:
2H2S+302=2S02+2H20
Pri nedostatku kyslíka vzniká síra a voda: 2H 2 S + O 2 = 2S + 2H 2 O
3. Sírovodík je pomerne silné redukčné činidlo. Táto jeho dôležitá chemická vlastnosť sa dá vysvetliť nasledovne. V roztoku H2S relatívne ľahko odovzdáva elektróny molekulám vzdušného kyslíka:
V tomto prípade kyslík vo vzduchu oxiduje sírovodík na síru, čo spôsobuje zakalenie sírovodíkovej vody:
2H2S+02=2S+2H20
To vysvetľuje aj fakt, že sírovodík sa v prírode pri rozpade organických látok nehromadí vo veľmi veľkom množstve – vzdušný kyslík ho oxiduje na voľnú síru.
4, Sírovodík prudko reaguje s halogénovými roztokmi, napríklad:
H 2 S+I 2 =2HI+S Uvoľňuje sa síra a roztok jódu sa zafarbí.
5. Rôzne oxidačné činidlá prudko reagujú so sírovodíkom: pôsobením kyseliny dusičnej vzniká voľná síra.
6. Roztok sírovodíka má kyslú reakciu v dôsledku disociácií:
H 2 SН + +HS - HS - H + +S -2
Zvyčajne prevláda prvá fáza. Je to veľmi slabá kyselina: slabšia ako kyselina uhličitá, ktorá zvyčajne vytláča H 2 S zo sulfidov.
Sulfidy a hydrosulfidy
Kyselina sírovodík, ako dvojsýtna kyselina, tvorí dve série solí:
Stredné - sulfidy (Na 2 S);
Kyslé - hydrosulfidy (NaHS).
Tieto soli je možné získať: - reakciou hydroxidov so sírovodíkom: 2NaOH+H2S=Na2S+2H2O
Priama interakcia síry s kovmi:
Výmenná reakcia solí s H2S alebo medzi soľami:
Pb(NO 3) 2 +Na 2 S=PbS+2NaNO 3
CuSO4+H2S=CuS+H2SO4Cu2+ +H2S=CuS+2H+
Hydrosulfidy sú takmer všetky vysoko rozpustné vo vode.
Sulfidy alkalických kovov a kovov alkalických zemín sú tiež ľahko rozpustné vo vode a sú bezfarebné.
Sulfidy ťažkých kovov sú prakticky nerozpustné alebo málo rozpustné vo vode (FeS, MnS, ZnS); niektoré z nich sa nerozpúšťajú v zriedených kyselinách (CuS, PbS, HgS).
Ako soli slabej kyseliny sú sulfidy vo vodných roztokoch vysoko hydrolyzované. Napríklad sulfidy alkalických kovov majú alkalickú reakciu, keď sú rozpustené vo vode:
Na2S+NHNaHS+NaOH
Všetky sulfidy, ako samotný sírovodík, sú energetické redukčné činidlá:
3PbS-2+8HN+503(zriedený)=3PbS+604+4H20+8N+20
Niektoré sulfidy majú charakteristickú farbu: CuS a PbS - čierna, CdS - žltá, ZnS - biela, MnS - ružová, SnS - hnedá, Al 2 S 3 - oranžová. Kvalitatívna analýza katiónov je založená na rozdielnej rozpustnosti sulfidov a rôznych farbách mnohých z nich.
^ 4.3. Oxid sírový (IV) a kyselina siričitá
Oxid sírový (IV) alebo oxid siričitý je za normálnych podmienok bezfarebný plyn so štipľavým, dusivým zápachom. Po ochladení na -10°C sa skvapalní na bezfarebnú kvapalinu.
Potvrdenie
1. V laboratórnych podmienkach sa oxid sírový (IV) získava zo solí kyseliny sírovej tak, že sa na ne pôsobia silnými kyselinami:
Na 2 SO 3 +H 2 SO 4 =Na 2 SO 4 +S0 2 +H 2 O 2NaHS0 3 +H 2 SO 4 =Na 2 SO 4 + 2SO 2 +2H 2 O 2HSO - 3 +2H + =2SO 2+2H20
2. Tiež oxid siričitý vzniká interakciou koncentrovanej kyseliny sírovej pri zahrievaní s nízkoaktívnymi kovmi:
Cu+2H2S04=CuS04+S02+2H20
Cu+4H+ +2SO2-4 =Cu2+ + SO2-4 +SO2+2H20
3. Oxid sírový (IV) vzniká aj pri spaľovaní síry na vzduchu alebo kyslíku:
4. V priemyselných podmienkach sa SO 2 získava pražením pyritu FeS 2 alebo sírnych rúd neželezných kovov (zinková zmes ZnS, olovnatý lesk PbS a pod.):
4FeS2+1102=2Fe203+8SO2
Štruktúrny vzorec molekuly SO2:
Na tvorbe väzieb v molekule SO 2 sa podieľajú štyri elektróny síry a štyri elektróny z dvoch atómov kyslíka. Vzájomné odpudzovanie väzbových elektrónových párov a osamoteného elektrónového páru síry dáva molekule uhlový tvar.
Chemické vlastnosti
1. Oxid sírový (IV) vykazuje všetky vlastnosti kyslých oxidov:
Interakcia s vodou
Interakcia s alkáliami,
Interakcia so zásaditými oxidmi.
2. Oxid sírový (IV) sa vyznačuje redukčnými vlastnosťami:
S +4 O 2 +O 0 2 2S +6 O -2 3 (v prítomnosti katalyzátora pri zahrievaní)
Ale v prítomnosti silných redukčných činidiel sa SO 2 správa ako oxidačné činidlo:
Redoxná dualita oxidu sírového (IV) sa vysvetľuje tým, že síra má v sebe oxidačný stav +4, a preto môže byť darovaním 2 elektrónov oxidovaná na S +6 a prijatím 4 elektrónov redukovaná. na S°. Prejav týchto alebo iných vlastností závisí od povahy reagujúcej zložky.
Oxid sírový (IV) je vysoko rozpustný vo vode (40 objemov SO 2 sa rozpustí v 1 objeme pri 20 °C). V tomto prípade sa tvorí kyselina sírová, ktorá existuje iba vo vodnom roztoku:
S02 + H20H2S03
Reakcia je reverzibilná. Vo vodnom roztoku sú oxid sírový (IV) a kyselina sírová v chemickej rovnováhe, ktorá sa môže vytesniť. Pri väzbe H2S03 (neutralizácia kys
Vy) reakcia postupuje smerom k tvorbe kyseliny sírovej; pri odstraňovaní S02 (prefukovaním cez roztok dusíka alebo zahrievaním) reakcia postupuje smerom k východiskovým látkam. Roztok kyseliny sírovej vždy obsahuje oxid sírový (IV), ktorý mu dodáva štipľavý zápach.
Kyselina sírová má všetky vlastnosti kyselín. V roztoku sa disociuje postupne:
H2SO3H+ +HS0 - 3 HSO - 3 H + +SO 2- 3
Tepelne nestabilný, prchavý. Kyselina sírová ako dvojsýtna kyselina tvorí dva typy solí:
Stredné - siričitany (Na 2 SO 3);
Kyslé - hydrosulfity (NaHSO 3).
Sulfity sa tvoria, keď je kyselina úplne neutralizovaná zásadou:
H2S03+2NaOH=Na2S03+2H20
Hydrosulfity sa získavajú pri nedostatku alkálií:
H2S03+NaOH=NaHS03+H20
Kyselina sírová a jej soli majú oxidačné aj redukčné vlastnosti, čo je dané povahou reakčného partnera.
1. Pod vplyvom kyslíka sa teda siričitany oxidujú na sírany:
2Na2S +403+002=2Na2S +60-24
Oxidácia kyseliny sírovej brómom a manganistanom draselným prebieha ešte jednoduchšie:
5H2S+403+2KMn+704=2H2S+604+2Mn+2S+604+K2S+604+3H20
2. V prítomnosti energickejších redukčných činidiel vykazujú siričitany oxidačné vlastnosti:
Takmer všetky hydrosulfity a siričitany alkalických kovov sa rozpúšťajú zo solí kyseliny sírovej.
3. Keďže H 2 SO 3 je slabá kyselina, pri pôsobení kyselín na siričitany a hydrosulfity sa uvoľňuje SO 2. Táto metóda sa zvyčajne používa na získanie SO2 v laboratórnych podmienkach:
NaHS03 +H2S04 =Na2S04 +S02+H20
4. Vo vode rozpustné siričitany ľahko hydrolyzujú, v dôsledku čoho sa zvyšuje koncentrácia OH - iónov v roztoku:
Na2S03 +HONNaHS03 +NaOH
Aplikácia
Oxid sírový (IV) a kyselina siričitá odfarbujú mnohé farbivá a vytvárajú s nimi bezfarebné zlúčeniny. Ten sa môže pri zahriatí alebo vystavení svetlu opäť rozložiť, v dôsledku čoho sa obnoví farba. V dôsledku toho sa bieliaci účinok S02 a H2S03 líši od bieliaceho účinku chlóru. Typicky sa oxid sírový (IV) používa na bielenie vlny, hodvábu a slamy.
Oxid sírový (IV) zabíja mnoho mikroorganizmov. Preto na ničenie plesňových húb fumigujú vlhké pivnice, pivnice, vínne sudy atď. Používa sa aj na prepravu a skladovanie ovocia a bobúľ. Oxid sírový IV) sa používa vo veľkých množstvách na výrobu kyseliny sírovej.
Významné uplatnenie nachádza roztok hydrosiričitanu vápenatého CaHSO 3 (sulfitový lúh), ktorý sa používa na úpravu dreva a papieroviny.
^ 4.4. Oxid sírový. Kyselina sírová
Oxid sírový (VI) (pozri tabuľku 20) je bezfarebná kvapalina, ktorá tuhne pri teplote 16,8 °C na tuhú kryštalickú hmotu. Veľmi silno absorbuje vlhkosť, pričom vytvára kyselinu sírovú: SO 3 + H 2 O = H 2 SO 4
Tabuľka 20. Vlastnosti oxidov síry
Rozpúšťanie oxidu sírového (VI) vo vode je sprevádzané uvoľňovaním značného množstva tepla.
Oxid sírový (VI) je veľmi rozpustný v koncentrovanej kyseline sírovej. Roztok SO 3 v bezvodej kyseline sa nazýva oleum. Oleá môžu obsahovať až 70 % SO3.
Potvrdenie
1. Oxid sírový (VI) sa získava oxidáciou oxidu siričitého vzdušným kyslíkom v prítomnosti katalyzátorov pri teplote 450°C (viď. Príprava kyseliny sírovej):
2S02+02=2S03
2. Ďalším spôsobom oxidácie SO 2 na SO 3 je použitie oxidu dusnatého (IV) ako oxidačného činidla:
Výsledný oxid dusíka (II) sa pri interakcii so vzdušným kyslíkom ľahko a rýchlo mení na oxid dusíka (IV): 2NO+O 2 = 2NO 2
Čo možno opäť použiť pri oxidácii SO 2 . V dôsledku toho N02 pôsobí ako nosič kyslíka. Tento spôsob oxidácie SO 2 na SO 3 sa nazýva dusný. Molekula SO 3 má tvar trojuholníka, v strede ktorého
Atóm síry sa nachádza:
Táto štruktúra je spôsobená vzájomným odpudzovaním väzbových elektrónových párov. Atóm síry poskytol šesť vonkajších elektrónov na ich vznik.
Chemické vlastnosti
1. S03 je typický kyslý oxid.
2. Oxid sírový (VI) má vlastnosti silného oxidačného činidla.
Aplikácia
Oxid sírový (VI) sa používa na výrobu kyseliny sírovej. Najdôležitejší je kontaktný spôsob prijímania
Kyselina sírová. Pomocou tejto metódy môžete získať H2SO4 akejkoľvek koncentrácie, ako aj oleum. Proces pozostáva z troch stupňov: získanie SO2; oxidácia S02 na S03; získanie H2S04.
SO 2 sa získava pražením pyritu FeS 2 v špeciálnych peciach: 4FeS 2 +11O 2 = 2Fe 2 O 3 +8SO 2
Na urýchlenie výpalu sa pyrit preddrví a na dokonalejšie vyhorenie síry sa privedie podstatne viac vzduchu (kyslíka), ako je potrebné na reakciu. Plyn opúšťajúci pec pozostáva z oxidu sírového (IV), kyslíka, dusíka, zlúčenín arzénu (z nečistôt v pyritoch) a vodnej pary. Hovorí sa tomu pražiaci plyn.
Pražiaci plyn sa dôkladne čistí, pretože aj malý obsah zlúčenín arzénu, ako aj prach a vlhkosť, otrávia katalyzátor. Plyn sa čistí od zlúčenín arzénu a prachu prechodom cez špeciálne elektrické filtre a praciu vežu; vlhkosť je absorbovaná koncentrovanou kyselinou sírovou v sušiacej veži. Vyčistený plyn obsahujúci kyslík sa zahrieva vo výmenníku tepla na 450 °C a vstupuje do kontaktného zariadenia. Vo vnútri kontaktného zariadenia sú mriežkové police naplnené katalyzátorom.
Predtým sa ako katalyzátor používala jemne drvená kovová platina. Následne bol nahradený zlúčeninami vanádu – oxidom vanádu (V) V 2 O 5 alebo vanadylsulfátom VOSO 4, ktoré sú lacnejšie ako platina a jedujú pomalšie.
Oxidačná reakcia SO 2 na SO 3 je reverzibilná:
2SO 2 + O 2 2SO 3
Zvýšenie obsahu kyslíka v pražiacom plyne zvyšuje výťažnosť oxidu sírového (VI): pri teplote 450 °C zvyčajne dosahuje 95 % a viac.
Výsledný oxid síry (VI) je potom privádzaný protiprúdom do absorpčnej veže, kde je absorbovaný koncentrovanou kyselinou sírovou. Keď dôjde k nasýteniu, najprv sa vytvorí bezvodá kyselina sírová a potom oleum. Následne sa oleum zriedi na 98% kyselinu sírovú a dodáva sa spotrebiteľom.
Štruktúrny vzorec kyseliny sírovej:
^ Fyzikálne vlastnosti
Kyselina sírová je ťažká, bezfarebná, olejovitá kvapalina, ktorá kryštalizuje pri +10,4 °C, takmer dvakrát toľko ( =1,83 g/cm 3) ťažší ako voda, bez zápachu, neprchavý. Extrémne hygroskopický. Absorbuje vlhkosť s uvoľňovaním veľkého množstva tepla, takže do koncentrovanej kyseliny sírovej nemôžete pridať vodu - kyselina bude striekať. Na časy
Po malých častiach pridajte do vody kyselinu sírovú.
Bezvodá kyselina sírová rozpúšťa až 70 % oxidu sírového (VI). Pri zahrievaní odštepuje S03, až kým nevznikne roztok s hmotnostným zlomkom H2S04 98,3 %. Bezvodá H 2 SO 4 takmer nevedie elektrický prúd.
^ Chemické vlastnosti
1. Mieša sa s vodou v akomkoľvek pomere a vytvára hydráty rôzneho zloženia:
H2S04H20, H2SO4 2H20, H2S04 3H20, H2S04 4H20, H2S04 6,5H20
2. Koncentrovaná kyselina sírová uhlie organické látky - cukor, papier, drevo, vlákninu, odstraňuje z nich vodné prvky:
C12H22011 + H2S04 = 12C + H2S0411H20
Výsledný uhlík čiastočne reaguje s kyselinou:
Sušenie plynu je založené na absorpcii vody kyselinou sírovou.
Ako silná neprchavá kyselina H 2 SO 4 vytláča iné kyseliny zo suchých solí:
NaN03+H2S04=NaHS04+HN03
Ak však pridáte H 2 SO 4 do soľných roztokov, potom nedochádza k vytesňovaniu kyselín.
H 2 SO 4 je silná dvojsýtna kyselina: H 2 SO 4 H + + HSO - 4 HSO - 4 H + +SO 2- 4
Má všetky vlastnosti neprchavých silných kyselín.
Zriedená kyselina sírová sa vyznačuje všetkými vlastnosťami neoxidačných kyselín. Konkrétne: interaguje s kovmi, ktoré sú v elektrochemickej sérii kovových napätí až po vodík:
K interakcii s kovmi dochádza v dôsledku redukcie vodíkových iónov.
6. Koncentrovaná kyselina sírová je silné oxidačné činidlo. Pri zahrievaní oxiduje väčšinu kovov, vrátane tých v elektrochemickej napäťovej sérii po vodíku. Nereaguje len s platinou a zlatom. V závislosti od aktivity kovu môžu byť redukčné produkty S -2, S° a S +4.
V chlade koncentrovaná kyselina sírová neinteraguje so silnými kovmi, ako je hliník, železo a chróm. Vysvetľuje sa to pasiváciou kovov. Táto funkcia je široko používaná pri preprave v železných nádobách.
Pri zahrievaní však:
Koncentrovaná kyselina sírová teda interaguje s kovmi v dôsledku redukcie kyselinotvorných atómov.
Kvalitatívna reakcia na síranový ión SO 2-4 je tvorba bielej kryštalickej zrazeniny BaSO 4, nerozpustnej vo vode a kyselinách:
SO 2- 4 +Ba +2 BaSO 4
Aplikácia
Kyselina sírová je základným produktom základného chemického priemyslu podieľajúceho sa na výrobe ne
Organické kyseliny, zásady, soli, minerálne hnojivá a chlór.
Z hľadiska rozmanitosti použitia je kyselina sírová na prvom mieste medzi kyselinami. Najväčšie množstvo sa ho spotrebuje na výrobu fosforečných a dusíkatých hnojív. Kyselina sírová, ktorá je neprchavá, sa používa na výrobu iných kyselín - chlorovodíkovej, fluorovodíkovej, fosforečnej a octovej.
Veľa sa ho používa na čistenie ropných produktov - benzínu, petroleja, mazacích olejov - od škodlivých nečistôt. V strojárstve sa kyselina sírová používa na čistenie kovového povrchu od oxidov pred náterom (niklovanie, chrómovanie atď.). Kyselina sírová sa používa pri výrobe výbušnín, umelých vlákien, farbív, plastov a mnohých ďalších. Používa sa na plnenie batérií.
Dôležité sú soli kyseliny sírovej.
^ Síran sodný Na 2 SO 4 kryštalizuje z vodných roztokov vo forme hydrátu Na 2 SO 4 10H 2 O, ktorý sa nazýva Glauberova soľ. Používa sa v medicíne ako preháňadlo. Bezvodý síran sodný sa používa pri výrobe sódy a skla.
^ Síran amónny(NH 4) 2 SO 4 - dusíkaté hnojivo.
Síran draselný K 2 SO 4 - draselné hnojivo.
Síran vápenatý CaSO 4 sa v prírode vyskytuje vo forme sadrového minerálu CaSO 4 2H 2 O. Pri zahriatí na 150°C stráca časť vody a mení sa na hydrát zloženia 2CaSO 4 H 2 O, nazývaný pálená sadra, príp. alabastrový. Alabaster, keď sa zmieša s vodou na cesto podobnú hmotu, po určitom čase opäť stuhne a zmení sa na CaSO 4 2H 2 O. Sadra je široko používaná v stavebníctve (omietka).
^ Síran horečnatý MgSO 4 je obsiahnutý v morskej vode, čo spôsobuje jej horkú chuť. Kryštalický hydrát, nazývaný horká soľ, sa používa ako laxatívum.
Vitriol- odborný názov pre kryštalické hydráty síranov kovov Fe, Cu, Zn, Ni, Co (dehydrované soli nie sú vitriol). Síran meďnatý CuSO 4 5H 2 O je modrá toxická látka. Jeho zriedený roztok sa nastrieka na rastliny a semená sa pred výsevom ošetria. atramentový kameň FeSO 4 7H 2 O je svetlozelená látka. Používa sa na kontrolu škodcov rastlín, prípravu atramentov, minerálnych farieb atď. Síran zinočnatý ZnSO 4 7H 2 O sa používa pri výrobe minerálnych farieb, v kalikotlači a v medicíne.
^ 4.5. Estery kyseliny sírovej. Tiosíran sodný
Estery kyseliny sírovej zahŕňajú dialkylsulfáty (RO2)S02. Sú to kvapaliny s vysokou teplotou varu; nižšie sú rozpustné vo vode; v prítomnosti alkálií tvoria alkohol a soli kyseliny sírovej. Nižšie dialkylsulfáty sú alkylačné činidlá.
dietylsulfát(C2H5)2S04. Teplota topenia -26°C, bod varu 210°C, rozpustný v alkoholoch, nerozpustný vo vode. Získava sa reakciou kyseliny sírovej s etanolom. Je to etylačné činidlo v organickej syntéze. Preniká cez pokožku.
Dimetylsulfát(CH3)2S04. Teplota topenia -26,8°C, teplota varu 188,5°C. Rozpustný v alkoholoch, slabo rozpustný vo vode. Reaguje s amoniakom v neprítomnosti rozpúšťadla (výbušne); sulfonáty niektorých aromatických zlúčenín, ako sú fenolestery. Získava sa reakciou 60% olea s metanolom pri 150°C Je to metylačné činidlo v organickej syntéze. Karcinogén, postihuje oči, kožu, dýchacie orgány.
^ Tiosíran sodný Na2S203
Soľ kyseliny tiosírovej, v ktorej dva atómy síry majú rôzne oxidačné stavy: +6 a -2. Kryštalická látka, dobre rozpustná vo vode. Vyrába sa vo forme kryštalického hydrátu Na 2 S 2 O 3 5H 2 O, bežne nazývaného hyposulfit. Získava sa reakciou siričitanu sodného so sírou počas varu:
Na2S03 +S=Na2S203
Rovnako ako kyselina tiosírová je silným redukčným činidlom, ľahko sa oxiduje chlórom na kyselinu sírovú:
Na2S203+4Cl2+5H20=2H2S04+2NaCl+6HCl
Použitie tiosíranu sodného na absorpciu chlóru (v prvých plynových maskách) bolo založené na tejto reakcii.
Oxidácia tiosíranu sodného slabými oxidačnými činidlami prebieha trochu inak. V tomto prípade sa tvoria soli kyseliny tetratiónovej, napríklad:
2Na2S203+I2=Na2S406+2NaI
Tiosíran sodný je vedľajším produktom pri výrobe NaHSO 3, sírnych farbív, pri čistení priemyselných plynov od síry. Používa sa na odstránenie stôp chlóru po bielení tkanín, na extrakciu striebra z rúd; Je to fixátor vo fotografii, činidlo v jodometrii, protijed pri otravách zlúčeninami arzénu a ortuti a protizápalové činidlo.
Oxid siričitý má molekulárnu štruktúru podobnú ozónu. Atóm síry v strede molekuly je naviazaný na dva atómy kyslíka. Tento plynný produkt oxidácie síry je bezfarebný, vydáva štipľavý zápach a pri zmene podmienok ľahko kondenzuje na číru kvapalinu. Látka je vysoko rozpustná vo vode a má antiseptické vlastnosti. SO 2 sa vo veľkom množstve vyrába v chemickom priemysle, a to vo výrobnom cykle kyseliny sírovej. Plyn je široko používaný na spracovanie poľnohospodárskych a potravinárskych produktov, bielenie tkanín v textilnom priemysle.
Systematické a triviálne názvy látok
Je potrebné pochopiť rozmanitosť výrazov súvisiacich s rovnakou zlúčeninou. Oficiálny názov zlúčeniny, ktorej chemické zloženie vyjadruje vzorec SO 2, je oxid siričitý. IUPAC odporúča používať tento výraz a jeho anglický ekvivalent – oxid siričitý. Učebnice pre školy a univerzity často uvádzajú iný názov – oxid sírový (IV). Rímska číslica v zátvorkách označuje mocnosť atómu S Kyslík v tomto oxide je dvojmocný a oxidačné číslo síry je +4. V odbornej literatúre sa používajú také zastarané pojmy ako oxid siričitý, anhydrid kyseliny sírovej (produkt jej dehydratácie).
Zloženie a vlastnosti molekulárnej štruktúry SO2
Molekula SO 2 je tvorená jedným atómom síry a dvoma atómami kyslíka. Medzi kovalentnými väzbami je uhol 120°. V atóme síry dochádza k hybridizácii sp2 - oblaky jedného s a dvoch p elektrónov sú zarovnané v tvare a energii. Práve oni sa podieľajú na tvorbe kovalentnej väzby medzi sírou a kyslíkom. V páre O–S je vzdialenosť medzi atómami 0,143 nm. Kyslík je elektronegatívny prvok ako síra, čo znamená, že väzbové páry elektrónov sa posúvajú od stredu k vonkajším rohom. Celá molekula je tiež polarizovaná, záporný pól sú atómy O, kladný pól je atóm S.
Niektoré fyzikálne parametre oxidu siričitého
Štvormocný oxid síry si za normálnych podmienok prostredia zachováva plynný stav agregácie. Vzorec oxidu siričitého umožňuje určiť jeho relatívnu molekulovú a molárnu hmotnosť: Mr(SO 2) = 64,066, M = 64,066 g/mol (možno zaokrúhliť na 64 g/mol). Tento plyn je takmer 2,3-krát ťažší ako vzduch (M(vzduch) = 29 g/mol). Dioxid má ostrý, špecifický zápach horiacej síry, ktorý je ťažké zameniť s iným. Je nepríjemný, dráždi sliznice očí, vyvoláva kašeľ. Ale oxid sírový (IV) nie je taký jedovatý ako sírovodík.
Pod tlakom pri izbovej teplote sa plynný oxid siričitý skvapalňuje. Pri nízkych teplotách je látka v tuhom stave a topí sa pri -72...-75,5 °C. S ďalším zvýšením teploty sa objaví kvapalina a pri -10,1 ° C sa opäť vytvorí plyn. Molekuly SO 2 sú tepelne stabilné; rozklad na atómovú síru a molekulárny kyslík prebieha pri veľmi vysokých teplotách (okolo 2800 ºC).
Rozpustnosť a interakcia s vodou
Oxid siričitý po rozpustení vo vode s ňou čiastočne reaguje za vzniku veľmi slabej kyseliny sírovej. V okamihu prijatia sa okamžite rozkladá na anhydrid a vodu: SO 2 + H 2 O ↔ H 2 SO 3. V skutočnosti nie je v roztoku prítomná kyselina sírová, ale hydratované molekuly SO 2 . Oxidový plyn lepšie reaguje so studenou vodou a jeho rozpustnosť klesá so zvyšujúcou sa teplotou. Za normálnych podmienok sa v 1 objeme vody môže rozpustiť až 40 objemov plynu.
Oxid siričitý v prírode
Pri erupciách sa so sopečnými plynmi a lávou uvoľňuje značné množstvo oxidu siričitého. Mnohé typy antropogénnych aktivít vedú aj k zvýšeným koncentráciám SO 2 v atmosfére.
Oxid siričitý vypúšťajú do ovzdušia hutnícke prevádzky, kde sa pri pražení rúd nezachytávajú odpadové plyny. Mnohé druhy fosílnych palív obsahujú síru, v dôsledku čoho sa pri spaľovaní uhlia, ropy, plynu a paliva z nich uvoľňuje do atmosférického vzduchu značné množstvo oxidu siričitého. Oxid siričitý sa stáva pre človeka toxickým pri koncentráciách vo vzduchu nad 0,03 %. Človek začne pociťovať dýchavičnosť a môžu sa objaviť príznaky pripomínajúce bronchitídu a zápal pľúc. Veľmi vysoké koncentrácie oxidu siričitého v atmosfére môžu viesť k ťažkej otrave alebo smrti.
Oxid siričitý - výroba v laboratóriu av priemysle
Laboratórne metódy:
- Keď sa síra spáli v banke s kyslíkom alebo vzduchom, oxid sa získa podľa vzorca: S + O 2 = SO 2.
- Na soli kyseliny sírovej môžete pôsobiť silnejšími anorganickými kyselinami, je lepšie užívať kyselinu chlorovodíkovú, ale môžete použiť zriedenú kyselinu sírovú:
- Na2S03 + 2HCl = 2NaCl + H2S03;
- Na2S03 + H2S04 (zriedený) = Na2S04 + H2S03;
- H2S03 = H20 + S02.
3. Keď meď reaguje s koncentrovanou kyselinou sírovou, neuvoľňuje vodík, ale oxid siričitý:
2H2S04 (konc.) + Cu = CuS04 + 2H20 + S02.
Moderné metódy priemyselnej výroby oxidu siričitého:
- Oxidácia prírodnej síry pri jej spaľovaní v špeciálnych peciach: S + O 2 = SO 2.
- Vypaľovanie pyritu železa (pyritu).
Základné chemické vlastnosti oxidu siričitého
Oxid siričitý je chemicky aktívna zlúčenina. V redoxných procesoch táto látka často pôsobí ako redukčné činidlo. Napríklad, keď molekulárny bróm reaguje s oxidom siričitým, reakčnými produktmi sú kyselina sírová a bromovodík. Oxidačné vlastnosti SO 2 sa prejavia, ak tento plyn prechádza cez sírovodíkovú vodu. V dôsledku toho sa uvoľňuje síra, dochádza k samooxidácii-samoredukcii: SO2 + 2H2S = 3S + 2H20.
Oxid siričitý má kyslé vlastnosti. Zodpovedá jednej z najslabších a najnestabilnejších kyselín - sírovej. Táto zlúčenina neexistuje vo svojej čistej forme; kyslé vlastnosti roztoku oxidu siričitého sa dajú zistiť pomocou indikátorov (lakmus sa zmení na ružový). Kyselina sírová produkuje stredné soli - siričitany a kyslé soli - hydrosulfity. Medzi nimi sú stabilné zlúčeniny.
Proces oxidácie síry v oxide na šesťmocný stav v anhydride kyseliny sírovej je katalytický. Vzniknutá látka sa energicky rozpúšťa vo vode a reaguje s molekulami H 2 O Reakcia je exotermická, vzniká kyselina sírová, respektíve jej hydratovaná forma.
Praktické využitie oxidu siričitého
Hlavná metóda priemyselnej výroby kyseliny sírovej, ktorá vyžaduje oxid prvku, má štyri stupne:
- Získavanie oxidu siričitého spaľovaním síry v špeciálnych peciach.
- Čistenie výsledného oxidu siričitého od všetkých druhov nečistôt.
- Ďalšia oxidácia na šesťmocnú síru v prítomnosti katalyzátora.
- Absorpcia oxidu sírového vodou.
Predtým sa takmer všetok oxid siričitý potrebný na výrobu kyseliny sírovej v priemyselnom meradle získaval pražením pyritu ako vedľajšieho produktu pri výrobe ocele. Nové druhy spracovania hutníckych surovín využívajú menej spaľovanie rudy. Preto sa prírodná síra stala v posledných rokoch hlavným východiskovým materiálom na výrobu kyseliny sírovej. Významné globálne zásoby tejto suroviny a jej dostupnosť umožňujú organizovať spracovanie vo veľkom meradle.
Oxid siričitý má široké využitie nielen v chemickom priemysle, ale aj v iných odvetviach hospodárstva. Textilné závody používajú túto látku a produkty jej chemickej reakcie na bielenie hodvábnych a vlnených tkanín. Ide o typ bezchlórového bielenia, ktorý neničí vlákna.
Oxid siričitý má vynikajúce dezinfekčné vlastnosti, čo sa využíva v boji proti plesniam a baktériám. Oxid siričitý sa používa na fumigáciu poľnohospodárskych skladovacích zariadení, vínnych sudov a pivníc. SO 2 sa používa v potravinárskom priemysle ako konzervačná a antibakteriálna látka. Pridávajú ho do sirupov a namáčajú v ňom čerstvé ovocie. Sulfitizácia
Šťava z cukrovej repy odfarbuje a dezinfikuje suroviny. Konzervované zeleninové pyré a šťavy obsahujú aj oxid siričitý ako antioxidant a konzervačný prostriedok.
