Proprietà chimiche dei composti dello zolfo. Zolfo: proprietà chimiche, preparazione, composti. Gruppo VIa Proprietà ossidanti dell'ossido di zolfo 4

Lo stato di ossidazione +4 dello zolfo è abbastanza stabile e si manifesta nei tetraalogenuri SHal 4, negli ossodialogenuri SOHal 2, nel biossido SO 2 e nei loro anioni corrispondenti. Conosceremo le proprietà dell'anidride solforosa e dell'acido solforoso.

1.11.1. Ossido di zolfo (IV) Struttura della molecola SO2

La struttura della molecola di SO 2 è simile alla struttura della molecola di ozono. L'atomo di zolfo è in uno stato di ibridazione sp 2, la forma degli orbitali è un triangolo regolare e la forma della molecola è angolare. L'atomo di zolfo ha una coppia solitaria di elettroni. La lunghezza del legame S–O è 0,143 nm e l'angolo di legame è 119,5°.

La struttura corrisponde alle seguenti strutture risonanti:

A differenza dell’ozono, la molteplicità del legame S–O è 2, cioè il contributo principale è dato dalla prima struttura di risonanza. La molecola è caratterizzata da un'elevata stabilità termica.

Proprietà fisiche

In condizioni normali, l'anidride solforosa o il biossido di zolfo è un gas incolore con un odore acuto e soffocante, punto di fusione -75 °C, punto di ebollizione -10 °C. È altamente solubile in acqua; a 20 °C, 40 volumi di anidride solforosa si sciolgono in 1 volume di acqua. Gas tossico.

Proprietà chimiche dell'ossido di zolfo (IV).

L'anidride solforosa è altamente reattiva. L'anidride solforosa è un ossido acido. È abbastanza solubile in acqua per formare idrati. Reagisce anche parzialmente con l'acqua, formando un debole acido solforoso, che non è isolato in forma individuale:

SO 2 + H 2 O = H 2 SO 3 = H + + HSO 3 - = 2H + + SO 3 2- .

Come risultato della dissociazione, si formano protoni, quindi la soluzione ha un ambiente acido.

Quando il gas di anidride solforosa viene fatto passare attraverso una soluzione di idrossido di sodio, si forma solfito di sodio. Il solfito di sodio reagisce con l'eccesso di anidride solforosa per formare idrosolfito di sodio:

2NaOH + SO 2 = Na 2 SO 3 + H 2 O;

Na2SO3 + SO2 = 2NaHSO3.

L'anidride solforosa è caratterizzata dalla dualità redox; ad esempio, presenta proprietà riducenti e decolora l'acqua bromo:

SO2 + Br2 + 2H2 O = H2 SO4 + 2HBr

e soluzione di permanganato di potassio:

5SO 2 + 2KMnO 4 + 2H 2 O = 2KНSO 4 + 2MnSO 4 + H 2 SO 4.

ossidato dall'ossigeno ad anidride solforica:

2SO2 + O2 = 2SO3.

Presenta proprietà ossidanti quando interagisce con forti agenti riducenti, ad esempio:

SO 2 + 2CO = S + 2CO 2 (a 500 °C, in presenza di Al 2 O 3);

SO2 + 2H2 = S + 2H2O.

Preparazione dell'ossido di zolfo (IV).

Combustione dello zolfo nell'aria

S + O2 = SO2.

Ossidazione dei solfuri

4FeS2 + 11O2 = 2Fe2O3 + 8SO2.

Effetto degli acidi forti sui solfiti metallici

Na2SO3 + 2H2SO4 = 2NaHSO4 + H2O + SO2.

1.11.2. Acido solforoso e suoi sali

Quando l'anidride solforosa viene sciolta in acqua, si forma acido solforoso debole, la maggior parte della SO 2 disciolta è sotto forma di forma idrata SO 2 ·H 2 O; durante il raffreddamento viene rilasciato anche l'idrato cristallino, solo una piccola parte dell'anidride solforosa Le molecole di acido solforoso si dissociano in ioni solfito e idrosolfito. Allo stato libero l'acido non viene rilasciato.

Essendo dibasico, forma due tipi di sali: medi - solfiti e acidi - idrosolfiti. Solo i solfiti dei metalli alcalini e gli idrosolfiti dei metalli alcalini e alcalino terrosi si dissolvono in acqua.

Lo zolfo si trova nel gruppo VIa della tavola periodica elementi chimici DI. Mendeleev.
Il livello energetico esterno dello zolfo contiene 6 elettroni, che hanno 3s 2 3p 4. Nei composti con metalli e idrogeno, lo zolfo mostra uno stato di ossidazione negativo degli elementi -2, nei composti con ossigeno e altri non metalli attivi - positivo +2, +4, +6. Lo zolfo è un tipico non metallo; a seconda del tipo di trasformazione può essere un agente ossidante e un agente riducente.

Trovare lo zolfo in natura

Lo zolfo si trova allo stato libero (nativo) e in forma legata.

I più importanti composti naturali dello zolfo:

FeS 2 - pirite di ferro o pirite,

ZnS - blenda di zinco o sfalerite (wurtzite),

PbS: lucentezza del piombo o galena,

HgS - cinabro,

Sb 2 S 3 - stibnite.

Inoltre, lo zolfo è presente nel petrolio, nel carbone naturale, nei gas naturali e nelle acque naturali (sotto forma di ioni solfato e determina la durezza “permanente” dell'acqua dolce). Vitale elemento importante per gli organismi superiori, parte integrante di molte proteine, è concentrato nei capelli.

Modifiche allotropiche dello zolfo

Allotropia- questa è la capacità dello stesso elemento di esistere in diverse forme molecolari (le molecole contengono diversi numeri di atomi dello stesso elemento, ad esempio O 2 e O 3, S 2 e S 8, P 2 e P 4, ecc. ).

Lo zolfo si distingue per la sua capacità di formare catene stabili e cicli di atomi. I più stabili sono gli S8, che formano zolfo ortorombico e monoclino. Questo è zolfo cristallino, una fragile sostanza gialla.

Le catene aperte hanno zolfo plastico, una sostanza marrone, che si ottiene mediante un forte raffreddamento dello zolfo fuso (lo zolfo plastico diventa fragile dopo poche ore, acquisisce un colore giallo e si trasforma gradualmente in rombico).

1) rombico - S 8

t°pl. = 113°C; r = 2,07 g/cm3

La modifica più stabile.

2) monoclino: aghi giallo scuro

t°pl. = 119°C; r = 1,96 g/cm3

Stabile a temperature superiori a 96°C; in condizioni normali diventa rombico.

3) plastica - massa marrone simile alla gomma (amorfa).

Instabile, quando indurisce si trasforma in un rombico

Ottenere lo zolfo

Il metodo industriale consiste nella fusione del minerale utilizzando il vapore.
Ossidazione incompleta dell'idrogeno solforato (con mancanza di ossigeno):

2H2S + O2 → 2S + 2H2O

La reazione di Wackenroeder:

2H2S + SO2 → 3S + 2H2O

Proprietà chimiche dello zolfo

Proprietà ossidative dello zolfo
(S 0 + 2ē→ S -2 )

1) Lo zolfo reagisce con le sostanze alcaline senza riscaldamento:

S + O 2 – t° → S+4O2

2S+3O2 – t°; pt → 2S +6 O 3

4) (eccetto iodio):

S+Cl2 → S +2 CI 2

S+3F2 → SF6

Con sostanze complesse:

5) con acidi - agenti ossidanti:

S + 2H 2 SO 4 (concentrato) → 3S+4O2+2H2O

S+6HNO3(concentrato) → H2S+6O4+6NO2+2H2O

Reazioni di sproporzione:

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

7) lo zolfo si dissolve in una soluzione concentrata di solfito di sodio:

S 0 + Na 2 S +4 O 3 → Na 2 S 2 O 3 tiosolfato di sodio

L'ossido di zolfo (IV) ha proprietà acide, che si manifestano nelle reazioni con sostanze che presentano proprietà basiche. Le proprietà acide compaiono quando interagiscono con l'acqua. Questo produce una soluzione di acido solforoso:

Il grado di ossidazione dello zolfo nell'anidride solforosa (+4) determina le proprietà riducenti e ossidanti dell'anidride solforosa:

Questi enzimi potrebbero non essere completamente inattivati durante la lavorazione del succo poiché l'elevato contenuto di cellulosa generalmente presente nei succhi di frutta tropicale rende difficile l'inattivazione termica di questi enzimi. L'aggiunta di solfito previene la distruzione dell'acido ascorbico durante la lavorazione e la conservazione del prodotto, evitando l'ossidazione causata dagli enzimi dell'acido ascorbico ossidasi 13.

Controllo dell'imbrunimento non enzimatico. I succhi di frutta hanno caratteristiche specifiche di colore, sapore e aroma. Queste caratteristiche tendono a modificarsi durante la lavorazione e lo stoccaggio, portando al degrado complessivo del prodotto. I tre più importanti meccanismi non enzimatici di scurimento nei succhi di frutta sono: 1 - la reazione di Maillard, che avviene tra gli zuccheri riducenti ed i gruppi γ-amminici di aminoacidi, peptidi e proteine, con conseguente formazione di melanoidine; 2 - ossidazione dell'acido ascorbico in furfurale e acido alfa-chetogulonico, che formano pigmenti marrone scuro in presenza di composti azotati; oltre alla generazione di semplice polimerizzazione si formano pigmenti furfur marrone chiaro; 3 - caramellizzazione degli zuccheri, che avviene sotto l'azione degli acidi sugli zuccheri, che porta alla formazione di idrossimetilfurfurale, che polimerizza la formazione di melanoidine, pigmenti marroni 47.

vo-tel: S+4 – 2e => S+6

ok-tel: S+4 + 4e => S0

Le proprietà riducenti si manifestano nelle reazioni con forti agenti ossidanti: ossigeno, alogeni, acido nitrico, permanganato di potassio e altri. Per esempio:

2SO2 + O2 = 2SO3

S+4 – 2e => S+6 2

O20 + 4e => 2O-2 1

Con forti agenti riducenti, il gas presenta proprietà ossidanti. Ad esempio, se si mescolano anidride solforosa e idrogeno solforato, interagiscono in condizioni normali:

Le reazioni di oscuramento non enzimatiche portano alla distruzione nutrienti, come gli aminoacidi essenziali e acido ascorbico, riduce la digeribilità delle proteine, inibisce l'azione degli enzimi digestivi e interferisce con l'assorbimento dei minerali, favorendo la complessazione degli ioni metallici. A causa della reazione di Maillard 19 possono formarsi prodotti mutageni potenzialmente tossici.

In generale, la doratura non enzimatica può essere inibita o controllata in vari modi utilizzando basse temperature di conservazione, rimuovendo l'ossigeno dalla confezione e utilizzando inibitori chimici come i solfiti.47 L'anidride solforosa è probabilmente la doratura non enzimatica più efficace negli alimenti10.

2H2S + SO2 = 3S + 2H2O

S-2 – 2e => S0 2

S+4 + 4e => S0 1

L'acido solforoso esiste solo in soluzione. È instabile e si decompone in anidride solforosa e acqua. L'acido solforoso non è un acido forte. È un acido di media forza e si dissocia gradualmente. Quando si aggiungono alcali all'acido solforoso, si formano i sali. L'acido solforoso produce due serie di sali: medi - solfiti e acidi - idrosolfiti.

Il meccanismo chimico mediante il quale l'anidride solforosa inibisce l'imbrunimento non enzimatico non è completamente compreso e si ritiene che sia una reazione del bisolfito con i gruppi carbonilici attivi delle molecole di zucchero e della vitamina C 10. Il solfito interagisce con vari componenti presenti negli alimenti, tra cui: la riduzione zuccheri, aldeidi, chetoni, proteine e antociani 53 e il solfito nella sua forma legata è ridotto negli alimenti acidi. L'entità della reazione dipende dal pH, dalla temperatura, dalla concentrazione di solfiti e dai componenti reattivi presenti nel prodotto.

Ossido di zolfo (VI).

Il triossido di zolfo presenta proprietà acide. Reagisce violentemente con l'acqua e si libera un gran numero di calore. Questa reazione viene utilizzata per ottenere il prodotto più importante industria chimica- acido solforico.

SO3 + H2O = H2SO4

Poiché lo zolfo nel triossido di zolfo ha lo stato di ossidazione più elevato, l'ossido di zolfo (VI) presenta proprietà ossidanti. Ad esempio, ossida gli alogenuri, non metalli con bassa elettronegatività:

Uno dei principi che regolano l'uso degli additivi alimentari è la loro sicurezza, ma è impossibile determinare una prova assoluta della loro tossicità per tutte le persone. I test tossicologici si riferiscono agli effetti fisiologici negli animali da esperimento in relazione ad un certo tasso di ingestione.

Questo gruppo ha concluso che i solfiti non sono teratogeni, mutageni o cancerogeni negli animali da laboratorio. Inoltre non hanno trovato dati tossicologici o metabolici significativi. 54. I solfiti erano popolari tra i ristoratori per l'uso nelle insalate perché contenevano frutta e verdura fresca, ma il loro uso è stato vietato dopo che in alcune persone si sono verificate pericolose reazioni allergiche. Di conseguenza, in molti prodotti solo una piccola percentuale del solfito aggiunto rimane in forma libera nel prodotto finale 18.

2SO3 + C = 2SO2 + CO2

S+6 + 2e => S+4 2

C0 – 4e => C+4 2

Acido solforico entra in tre tipi di reazioni: acido-base, scambio ionico, redox. Interagisce attivamente anche con le sostanze organiche.

Reazioni acido-base

L'acido solforico mostra proprietà acide nelle reazioni con basi e ossidi basici. Queste reazioni vengono eseguite al meglio con acido solforico diluito. Poiché l'acido solforico è bibasico, può formare sia sali intermedi (solfati) che acidi (idrogenosolfati).

La biotrasformazione del solfito consiste nella sua ossidazione a solfato per azione dell'enzima solfito ossidasi localizzato nei mitocondri presenti nei tessuti, principalmente cuore, fegato e reni. Nel corpo umano, questo enzima converte anche gli aminoacidi solforati in solfiti. Questo normale processo metabolico controlla l'eccesso di questi aminoacidi ossidandoli in solfati, che vengono facilmente eliminati. In tutte le specie studiate, la maggior parte del solfito consumato viene rapidamente escreto come solfato, che può reagire con le proteine per formare un complesso proteina-tiosolfonato che può essere trattenuto nell'organismo.

Reazioni di scambio ionico

L'acido solforico è caratterizzato da reazioni di scambio ionico. Allo stesso tempo interagisce con soluzioni saline formando un precipitato, un acido debole o liberando gas. Queste reazioni si verificano a una velocità maggiore se si assume acido solforico diluito al 45% o anche più. L'evoluzione del gas avviene in reazioni con sali di acidi instabili, che si decompongono per formare gas (anidride carbonica, anidride solforosa, idrogeno solforato) o per formare acidi volatili come l'acido cloridrico.

Le persone asmatiche e carenti di solfito ossidasi tollerano fino a una certa quantità di solfito senza essere sensibili. Esiste un altro enzima non specifico che ossida anch'esso il solfito in solfato, la xantina ossidasi 21. Secondo Taylor 19, l'unico effetto negativo associato alla sensibilità al solfito è l'asma, sebbene solo una piccola percentuale di asmatici sia sensibile al solfito.

Un additivo alimentare è qualsiasi additivo aggiunto intenzionalmente a un alimento, senza scopo nutrizionale, allo scopo di alterare le caratteristiche fisiche, chimiche, biologiche o sensoriali durante la produzione, lavorazione, preparazione, manipolazione, confezionamento, conservazione, trasporto o manipolazione degli alimenti. Tuttavia il concetto di integratore alimentare varia notevolmente da paese a paese. Una singola sostanza può essere utilizzata come additivo in un Paese e vietata in altri 60.

Reazioni redox

L'acido solforico manifesta le sue proprietà più chiaramente nelle reazioni redox, poiché nella sua composizione lo zolfo ha lo stato di ossidazione più alto di +6. Le proprietà ossidanti dell'acido solforico possono essere rilevate in una reazione, ad esempio, con il rame.

Ci sono due elementi ossidanti in una molecola di acido solforico: un atomo di zolfo con CO. +6 e ioni idrogeno H+. Il rame non può essere ossidato dall'idrogeno allo stato di ossidazione +1, ma lo zolfo sì. Questo è il motivo dell'ossidazione di un metallo così inattivo come il rame da parte dell'acido solforico.

In Brasile, gli additivi sono classificati in 23 classi funzionali, tra cui i conservanti, definiti come sostanze che prevengono o ritardano i cambiamenti negli alimenti causati da microrganismi o enzimi. L'anidride solforosa e i suoi derivati sono classificati come conservativi 59.

Tuttavia, nel caso specifico del succo di anacardi, è necessario utilizzarne di più livelli alti anidride solforosa rispetto ad altri succhi di frutta per evitare l'oscuramento e la perdita di aroma, gusto e valore nutritivo. La conservazione dei succhi di frutta tropicale mediante aggiunta di anidride solforosa seguita da trattamento termico è il metodo più utilizzato nelle industrie di trasformazione poiché questo additivo si è dimostrato efficace nel controllo dei microrganismi e dell'imbrunimento enzimatico e non enzimatico, contribuendo notevolmente al mantenimento della qualità dei succhi trasformati per un periodo di tempo più lungo.

Nelle soluzioni diluite di acido solforico, l'agente ossidante è prevalentemente lo ione idrogeno H+. Nelle soluzioni concentrate, soprattutto calde, le proprietà ossidanti dello zolfo predominano nello stato di ossidazione +6.

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Sono note diverse modifiche allotropiche dello zolfo: zolfo rombico, monoclino e plastico. La modificazione più stabile è lo zolfo rombico; tutte le altre modificazioni si trasformano spontaneamente in esso dopo qualche tempo.

Inoltre, questo additivo è considerato tossicologicamente sicuro, a condizione che non superi i limiti consentiti dalla legislazione brasiliana. Vincitori delle bevande: l'uso di aminoacidi e peptidi nutrizione sportiva. Alimenti funzionali: l'approccio giapponese.

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Lo zolfo può donare i suoi elettroni quando interagisce con agenti ossidanti più forti:

In queste reazioni, lo zolfo è l'agente riducente.

Va sottolineato che l'ossido di zolfo (VI) si può formare solo in presenza o ad alta pressione (vedi sotto).

Quando interagisce con i metalli, lo zolfo mostra proprietà ossidanti:

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Lo zolfo reagisce con la maggior parte dei metalli quando riscaldato, ma nella reazione con il mercurio l'interazione avviene già a temperatura ambiente.

Questa circostanza viene utilizzata nei laboratori per rimuovere il mercurio fuoriuscito, i cui vapori sono un forte veleno.

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Solfuro di idrogeno, acido idrosolfuro, solfuri.

Quando lo zolfo viene riscaldato con l'idrogeno, si verifica una reazione reversibile

con una resa molto bassa di idrogeno solforato. Solitamente preparato dall'azione degli acidi diluiti sui solfuri:

L'idrogeno solforato è un gas incolore con l'odore di uova marce ed è velenoso. Un volume di acqua in condizioni normali scioglie 3 volumi di idrogeno solforato.

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L'idrogeno solforato è un tipico agente riducente. Brucia in ossigeno (vedi sopra). Una soluzione di idrogeno solforato in acqua è un acido idrosolfuro molto debole, che si dissocia gradualmente e principalmente nella prima fase:

L'acido solfidrico, come l'idrogeno solforato, è un tipico agente riducente.

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L'acido solfidrico viene ossidato non solo da forti agenti ossidanti, come il cloro,

ma anche quelli più deboli, ad esempio l'acido solforoso

o ioni ferrici:

L'acido solfidrico può reagire con basi, ossidi basici o sali, formando due serie di sali: medi - solfuri, acidi - idrosolfuri.

Decreto n. 540 del Ministero della Salute. Approva Regolamento tecnico: Additivi alimentari - definizioni, classificazione e impiego. Legislazione sugli additivi alimentari. Risoluzione del Consiglio Nazionale della Sanità n. 04. Risoluzione 12 dell'Agenzia nazionale per la sorveglianza sanitaria.

Inoltre, la prima descrizione di questa sostanza è attribuita all'alchimista persiano Al-Razi. Ulteriori miglioramenti a questo processo da parte del chimico francese Gay-Lussac e del chimico britannico John Glover migliorarono la concentrazione dell'acido risultante. La storia dell'acido solforico è discussa più dettagliatamente nel nostro articolo.

La maggior parte dei solfuri (ad eccezione dei solfuri dei metalli alcalini e alcalino terrosi, nonché del solfuro di ammonio) sono scarsamente solubili in acqua. I solfuri, come sali di un acido molto debole, subiscono idrolisi.

Ossido di zolfo (IV). Acido solforoso.

La SO2 si forma quando lo zolfo viene bruciato nell'ossigeno o quando i solfuri vengono tostati; è un gas incolore con odore pungente, altamente solubile in acqua (40 volumi in 1 volume di acqua a 20°C).

Geologia, climatologia e astrofisica

La storia di come ottenere il più utile sostanze chimiche. L'acido solforico si forma naturalmente a causa delle emissioni dei vulcani, che producono anidride solforosa, che si ossida nell'atmosfera e poi reagisce con l'umidità dell'aria. Si forma anche in bolle in corpi d'acqua vicino ad attività vulcanica e laghi formati all'interno di crateri vulcanici.

Si forma anche insieme all'acido cloridrico e quindi all'acido cloridrico quando la lava vulcanica entra in contatto con l'acqua di mare. Nuvole di vapore contenenti acido solforico. È probabile che questi idrati si trovino nella stratosfera terrestre e possano fornire siti per la condensazione di nubi di ghiaccio ad alta quota che possono influenzare in modo significativo il clima terrestre, soprattutto dopo le eruzioni vulcaniche quando grandi quantità di zolfo si depositano nell'atmosfera sovrastante. In particolare, l'area studiata ghiaccio puro emi-esaidrato dell'acido solforico, compresi studi dettagliati sull'acido solforico ottaidrato.

L'ossido di zolfo (IV) è un'anidride dell'acido solforoso; pertanto, quando disciolto in acqua, avviene una reazione parziale con l'acqua e si forma un acido solforoso debole:

che è instabile, si rompe facilmente. In una soluzione acquosa di anidride solforosa esistono contemporaneamente i seguenti equilibri.

Il grado di ossidazione dello zolfo nell'anidride solforosa (+4) determina le proprietà riducenti e ossidanti dell'anidride solforosa:

vo-tel: S+4 – 2e => S+6

ok-tel: S+4 + 4e => S0

Le proprietà riducenti si manifestano nelle reazioni con forti agenti ossidanti: ossigeno, alogeni, acido nitrico, permanganato di potassio e altri. Per esempio:

2SO2 + O2 = 2SO3

S+4 – 2e => S+6 2

O20 + 4e => 2O-2 1

Con forti agenti riducenti, il gas presenta proprietà ossidanti. Ad esempio, se si mescolano anidride solforosa e idrogeno solforato, interagiscono in condizioni normali:

2H2S + SO2 = 3S + 2H2O

S-2 – 2e => S0 2

S+4 + 4e => S0 1

Ossido di zolfo (VI).

Il triossido di zolfo presenta proprietà acide. Reagisce violentemente con l'acqua, liberando una grande quantità di calore. Questa reazione viene utilizzata per produrre il prodotto più importante dell'industria chimica: l'acido solforico.

SO3 + H2O = H2SO4

2SO3 + C = 2SO2 + CO2

S+6 + 2e => S+4 2

C0 – 4e => C+4 2

L'acido solforico subisce tre tipi di reazioni: acido-base, scambio ionico e redox. Interagisce attivamente anche con le sostanze organiche.

Reazioni acido-base

Reazioni di scambio ionico

Reazioni redox

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

L'anidride solforosa è ampiamente utilizzata nell'industria tessile per sbiancare vari prodotti. Inoltre, viene utilizzato in agricoltura per distruggere i microrganismi dannosi nelle serre e nelle cantine. Grandi quantità di SO 2 vengono utilizzate 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

Nella sua forma pura, l'anidride solforica non ha alcun significato pratico. Si ottiene come prodotto intermedio nella produzione di acido solforico.

H2SO4

La menzione dell'acido solforico si trova 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: al posto del salnitro iniziarono a usare l'acido nitrico (dà quando si decompone 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.

L'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 presenta tutte le proprietà caratteristiche degli 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:

Ottenere SO 2 tostando la pirite:

4FeS2 + 11O2 = 2Fe2O3 + 8SO2

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

2SO2 + O2 = 2SO3

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 dal diagramma:

H2SO4∙ N SO3 + H2O = H2SO4

L'acido solforico ha una varietà di usi in un'ampia gamma 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