Оксид серы (IV) получение и химические свойства
Оксид серы (IV) – это кислотный оксид. Бесцветный газ с резким запахом, хорошо растворимый в воде.
Cпособы получения оксида серы (IV)
1. Сжигание серы на воздухе:
S + O2 → SO2
2. Горение сульфидов и сероводорода:
2H2S + 3O2 → 2SO2 + 2H2O
2CuS + 3O2 → 2SO2 + 2CuO
3. Взаимодействие сульфитов с более сильными кислотами:
Например, сульфит натрия взаимодействует с серной кислотой:
Na2SO3 + H2SO4 → Na2SO4 + SO2 + H2O
4. Обработка
Например, взаимодействие меди с концентрированной серной кислотой:
Cu + 2H2SO4 → CuSO4 + SO2 + 2H2O
Химические свойства оксида серы (IV)
Оксид серы (IV) – это типичный кислотный оксид. За счет серы в степени окисления +4 проявляет свойства окислителя и восстановителя.
1. Как кислотный оксид, сернистый газ реагирует с щелочами и оксидами щелочных и щелочноземельных металлов.
Например, оксид серы (IV) реагирует с гидроксидом натрия. При этом образуется либо кислая соль (при избытке сернистого газа), либо средняя соль (при избытке щелочи):
SO2 + 2NaOH(изб) → Na2SO3 + H2O
SO2(изб) + NaOH → NaHSO3
Еще пример: оксид серы (IV) реагирует с основным оксидом натрия:
SO2 + Na2O → Na2SO3
2. При взаимодействии с водой SO2 образует сернистую кислоту. Реакция обратимая, т.к. сернистая кислота в водном растворе в значительной степени распадается на оксид и воду.
SO2 + H2O ↔ H2SO3
3. Наиболее ярко выражены восстановительные свойства SO2. При взаимодействии с окислителями степень окисления серы повышается.
Например, оксид серы окисляется кислородом на катализаторе в жестких условиях. Реакция также сильно обратимая:
2SO2 + O2 ↔ 2SO3
Сернистый ангидрид обесцвечивает бромную воду:
SO2 + Br2 + 2H2O → H2SO4 + 2HBr
Азотная кислота очень легко окисляет сернистый газ:
SO2 + 2HNO3 → H
Озон также окисляет оксид серы (IV):
SO2 + O3 → SO3 + O2
Качественная реакция на сернистый газ и на сульфит-ион – обесцвечивание раствора перманганата калия:
5SO2 + 2H2O + 2KMnO4 → 2H2SO4 + 2MnSO4 + K2SO4
Оксид свинца (IV) также окисляет сернистый газ:
SO2 + PbO2 → PbSO4
4. В присутствии сильных восстановителей SO2 способен проявлять окислительные свойства.
Например, при взаимодействии с сероводородом сернистый газ восстанавливается до молекулярной серы:
SO2 + 2Н2S → 3S + 2H2O
Оксид серы (IV) окисляет угарный газ и углерод:
SO2 + 2CO → 2СО
SO2 + С → S + СO2
СОЛИ СУЛЬФИТНОГО РЯДА
Технология минеральных солей (удоБрений, пестицидов, промышленных солей, окислов и кислот)
К солям сульфитного ряда относятся соли кислот, образованных комплексными ионами: SO3- (и HS03~), S2O2-, S203~,S204-, S2O5-, S2O6-, SnO|_> т. е. сернистой (сульфиты и бисульфиты), тио - сернистой (тиосульфиты), серноватистой или тиосерной (тиосульфата), гидросернистой (гидросульфиты или дитиониты), пиросер - нистой (пиросульфиты или мета бисульфиты), дитионовой (дитио - наты) и политионовых (политионаты). -. Так, например, иод окисляет S20|" до тетратионата в водном растворе при окислительном потенциале иода меньше 540 мв; в спирто-водных растворах при потенциале иода, большем 540 мв, окисление идет до сульфата и серы, а при потенциале иода больше 650 мв, когда становится возможным окисление свободной серы, продуктом окисления является только сульфат
При взаимодействии водных растворов SOs и h3S происходит образование тиосерной и политионовых кислот, причем первичным - продуктом, вероятно, является не полученная в свободном состоянии тиосернистая кислота h3S202 Это взаимодействие можно* представить следующим рядом реакций:
S02 + h3S = HaS20, S02 + h30 = h3S03 h3S202 + h3S = 3S + 2HjO h3S03 + S = h3S203 HJSjOJ + 2h4SOj = h3S4Oe + 2h30 h3S4Oe + h3S03 = HjS3Oe + h3S2O3 HsS40e-l-h3S = 2h3Sj03 + S h3s202 + 2h3S20, = h3S8Oe + 2h30 h3SeOe = h4S506 + S и т. д.
При этом образуются политионовые кислоты h3S„06 с п — = 3—6. Ион дитионовой кислоты S206- может быть получен окислением водного раствора S02, например, двуокисью марганца. Политионовые кислоты мало устойчивы, существуют только в рас
Реакции сульфит-иона | Анализ анионов
Сульфит-ион — анион сернистой кислоты H2S03. Сернистая кислота является нестойкой кислотой и в растворе частично разлагается на S02 и воду. В водных растворах сульфиты постепенно окисляются в сульфаты.
1. Хлорид бария ВаС12 из нейтральных растворов сульфитов выделяет белый осадок сульфита бария:
ВаС12 + Na2S03 = BaS03j + 2NaCl, Ba2+ + S0!- = BaS03J.
Осадок растворим в разбавленных соляной и азотной кислотах.
Выполнение реакции. К 4 каплям раствора сульфита натрия добавляют 4 капли раствора хлорида бария. Разделив раствор с осадком на две части, наблюдают растворение осадка в разбавленных кислотах (азотной и соляной). Если осадок не полностью растворяется в кислотах, то это объясняется наличием в осадке сульфата бария, так как большей частью продажный сульфит содержит примесь сульфата.
2. Нитрат серебра AgN03 выделяет из нейтральных
растворов сульфитов белый кристаллический осадок
сульфита серебра:
Na2S03 + 2AgN03 = Ag2S03J + 2NaN03, S02– + 2Ag+ = Ag2S03i.
Осадок растворим в разбавленной азотной кислоте и в аммиаке. В избытке раствора сульфита щелочного металла он растворяется с образованием комплексной соли:
Ag2S03 + Na2S03 = 2Na[Ag(S03)].
При нагревании раствора этой соли выделяется серебро в виде серого металла:
2Naf Ag(S03)] = 2Ag| + Na2S04 + S02f.
Выполнение реакции. В пробирку помещают 5 капель раствора сульфита натрия и добавляют 6 капель раствора нитрата серебра. Раствор с осадком делят на три части и наблюдают растворение осадка в разбавленной азотной кислоте, в аммиаке и в избытке сульфита натрия. Раствор, полученный при растворении осадка в избытке сульфита натрия, нагревают на кипящей водяной бане несколько минут и наблюдают выделение из раствора металлического серебра.
3. Раствор йода Ь при действии на сернистую кислоту или подкисленные растворы сульфитов обесцвечивается:
H2SO, -f Ia + Н20 = 2HI + H2S04
или
Na2S03 + 2НС1 + I2 + H20 = 2HI + H2S04 + 2NaCl.
Реакцию следует проводить в слабокислой среде, так как в щелочном растворе йод обесцвечивается и в отсутствие сульфитов. Реакция очень чувствительная.
Выполнение реакции. КЗ каплям водного раствора йода добавляют 1 каплю разбавленной НС1 и по одной капле при помешивании раствор сульфита натрия. Наблюдают постепенное обесцвечивание раствора йода.
4. Нитропрусид натрия Na2[Fe(CN)5NO] окрашивает
нейтральные растворы сульфитов в розово-красный цвет.
При действии избытка сульфата цинка окраска становится ярко-красной. Чувствительность реакции повысится, если добавить немного желтой кровяной соли K4[Fe(CN)6], причем образуется красный осадок. Химизм этой реакции точно не установлен.
Выполнение реакции. К 2 каплям раствора сульфита натрия добавляют 1 каплю раствора нитропру-сида натрия и 3 капли сульфата цинка. Наблюдают окрашивание раствора. Затем добавляют 1 каплю разбавленного раствора K4[Fe(CN)6] и наблюдают выпадение осадка.
Сульфат железа Формула
Формула и структура: Химическая формула сульфата железа - FeSO 4 . Обычно сульфат двухвалентного железа присутствует в природе в основном в виде гидратированных солей; в таблице 1 приведены основные соли сульфата железа (II). Все соли сульфата железа имеют октаэдрическую кристаллическую структуру.
Количество молекул воды |
Химическая формула |
Молярная масса (г · моль -1 ) |
0 → безводная соль |
FeSO 4 |
151. |
1 → моногидратная соль |
FeSO 4 .H 2 O |
169,923 |
4 → тетрагидратная соль |
FeSO 4 .4H 2 O |
224,120 |
5 → пентагидратная соль |
FeSO 4 . |
242.135 |
7 → гептагидратная соль |
FeSO 4 .7H 2 O |
278,075 |
Химическая структура безводного сульфата двухвалентного железа может быть записана, как показано ниже, в общих представлениях, используемых для органических молекул.
Происхождение: Сульфат железа в основном присутствует в природе в виде гептагидратированной соли. Однако другие гидратированные соли также встречаются в природе и входят в состав некоторых минералов.
Получение: Безводный сульфат двухвалентного железа получают в результате реакции между элементарным железом и серной кислотой с образованием сульфата двухвалентного железа и газообразного водорода (реакция I) или путем окисления пирита (реакция II).
Fe + H 2 SO 4 → FeSO 4 + H 2 (реакция I)
2FeS 2 + 7O 2 + 2H 2 O → 2FeSO 4 + 2H 2 SO 4 (реакция II)
Физические свойства: Сульфат железа в различных гидратированных состояниях бирюзового или сине-зеленого цвета, без запаха и кристаллическое твердое вещество.Безводный сульфат железа имеет температуру плавления 680 ºC, однако он разлагается при температуре выше 300 ºC. Его плотность 1,898 г / мл -1 . Все соли сульфата двухвалентного железа растворимы в воде.
Химические свойства: Соли сульфата железа имеют тенденцию терять или увеличивать молекулы воды в зависимости от среды. В воде гидролизуются соли сульфата железа, образуя водокомплекс [Fe (H 2 O) 6 ] +2 . С другой стороны, эти соли теряют молекулы воды при контакте с воздухом.При влажности окружающей среды от оксида солей сульфата железа к сульфату железа.
Применение: в медицине сульфат железа - добавка железа в организме человека. Таким образом, он используется для лечения анемии и рассматривается беременными женщинами как источник железа. Сульфат железа использовался на протяжении многих веков для изготовления чернил и крашения шерсти / ткани; в частности, его использовали для получения красителя индиго. Подобно сульфату железа, сульфат железа используется для очистки отходов путем флокуляции.
Воздействие на здоровье / опасность для здоровья: Сульфат железа вызывает раздражение дыхательных путей.Обладает низкой токсичностью; однако сульфат железа в чистом виде или в концентрированном растворе очень опасен и может вызвать диарею или даже смерть из-за повреждения кровеносных сосудов.
Какова формула сульфита железа (II)?
Наука
- Анатомия и физиология
- Астрономия
- Астрофизика
- Биология
- Химия
- наука о планете Земля
- Наука об окружающей среде
- Органическая химия
- Физика
Математика
- Алгебра
- Исчисление
- Геометрия
- Предалгебра
- Precalculus
- Статистика
- Тригонометрия
Гуманитарные науки
определение сульфита по The Free Dictionary


