Серы триоксид

Триоксид серы (серный ангидрид) so3

SO3– ангидрид H2SO4.Бесцветная жидкость при

160С< t 42ºC,tкип= +45ºС,ядовит, молекула имеет sp2гибридизацию, форму плоского треугольника,угол между связями - 120º.

Втехнике SO3получают окислением SO2в присутствии катализатора (Pt,оксиды ванадия)

Pt

2SO2+ O2 = 2SO3– ангидрид серной кислоты

SO3+ H2O= H2SO4

Вводных растворах H2SO4– сильная двухосновная кислота.Гидратация H2SO4сопровождается выделением большогоколичества теплоты за счёт образованиягидратов:

H2SO4∙H2O

H2SO4∙2H2O

H2SO4∙4H2O

Поэтомусмешивать H2SO4cводой следует очень осторожно.

Ввиде SO3только в газовой фазе, хорошо полимеризуетсяв жидком состоянии циклический триммер,в кристаллические – зигзагообразныецепи. Термически нестоек при t>700ºразлагается:

>7000С

2SO3 ↔ 2SO2+ O2

SO3–типичный кислотный оксид, бурнореагирует с водой (Н2О)

SO3(кр)+H2Oж→H2SO4ж

SO3+ Ba(OH)2→BaSO4↓+ H2O

SO3+ CaO → CaSO4

SO3+ NaOHP→NaHSO4

SO3+ 2NaOHK→Na2SO4+ H2O

S+6(высшая) – поэтому сильнейший окислитель

5SO3+ 2P→ P2O5+ 5SO2↑

3SO3+ H2S→ 4SO2↑+ H2O

SO3растворяется в безводной H2SO4образуя олеум. Вливают серную кислотутонкой струйкой в воду, а не наоборот.

КонцентрированнаяH2SO4поглощает пары воды, поэтому её применяютв качестве осушителя; она отнимает водуи от органических веществ обугливаяих. Полиамиды (капрон, нейлон), шёлкбыстро разрушаются ею, шерсть болееустойчива к её действию.

Получение h2so4

1)константный способ. катализатор – Pt,кислота получается любой концентрации.SO2 поглощается H2SO4получается олеум. Конценрацию (98%)получают смешиванием олеума с разбавленнойH2SO4.

Схемаполучения:

O2 O2 H2O

FeS2→SO2→SO3→H2SO4

Катализ

2)нитрозный способ: катализатор – оксидыазота. Конечный продукт содержит 78%H2SO4

2NO+ O2→ 2NO2

SO2+ NO2+ H2O→ H2SO4+ NO

Химические свойства h2so4

КонцентрированнаяH2SO4(ω=93 – 98%) более сильный окислитель(особенно при нагревании), окисляет дажеметаллы после Н2;не окисляет Fe(толькопри нагревании), Au,Pt-новые металлы.

В зависимости отконцентрации:

t

(Ag,Cu)Zn+ H2SO4K→ ZnSO4+ SO2↑+ H2O

3Zn+ 4H2SO4 → 3ZnSO4+ S↓ + 4H2O

ω=50%

4Zn+ 5H2SO4 → 4ZnSO4+ H2S↑+ 4H2O

Конц.H2SO4окисляетнеметаллы:

t

2P+ H2SO4 → 2H3PO4+ 5SO2↑+ 2H2O

t

S+ 2H2SO4 →3SO2↑+ 2H2O

Прикомнатнойt HI, HBr, H2S

8HI+H2SO4 →4I2+ H2S↑+ 4H2O

H2S+ H2SO4 →S + SO2↑+ 2H2O

Разбавленнаяобладает всеми типичными свойствамикислот:

1. Изменяет окраску индикаторов.

2) Реакции с:

Oсновными оксидами CaO+ H2SO4 =CaSO4+ H2O

Амфотернымиоксидами ZnO+ H2SO4 =ZnSO4+ H2O

Щёлочами KOH+ H2SO4= K2SO4+ H2O

Нерастворимымиоснованиями

Cu(OH)2+ H2SO4 =CuSO4+ 2H2O

K2SiO3+ H2SO4 =K2SO4+ H2SiO3↓

Саммиаком 2NH3+ H2SO4 =(NH4)2SO4

Иего водными растворами NH3∙Н2О+ H2SO4 = NH4НSO4+ Н2О

Привзаимодействии с Ме в РСЭП до Н2разб. H2SO4обладает окислительными свойствами засчёт ионов Н+

Fe+ H2SO4p→ FeSO4+ H2

(уметаллов реализуется низшая степеньокисления).

Важноесвойство её нелетучесть, поэтомуиспользуют для получения летучих кислотпутём вытеснения из сухих (крист).

KClкр.+ H2SO4K→ KHSO4+ HCl↑

БезводнаяH2SO4– вязкаямаслянистая жидкость, требует осторожногообращения во избежание разбрызгиваниявливать надо H2SO4в воду, а не наоборот.

Тиосоединения.При замене в сульфат-ионе одного атомакислорода на атом серы образуютсятиосульфат –ионы S2O32-.

Влаборатории тиосульфаты получают прикипячении раствора сульфита с порошкомсеры.

Na2S+4O3+ S0 = Na2S2+6/-2O3

Тиосернаякислота неустойчива из-за протеканиявнутримолекулярногоокислительно-восстановительногопроцесса. Поэтому при подкислениитиосульфатов они начинают выделятьсвободную серу и SO2.

Сильныекислоты вытесняют изтиосульфатов тиосерную кислоту:

Na2S2O3+ 2HCl = H2S2O3+2NaCl =H2O+ SO2↑+S↓

Na2S2O3+ 2HCl → 2NaCl + SO2↑+ S↓ +H2O

Наличиев тиосульфатах S-2придаёт им восстановительные свойства.

Вфотографии кристаллогидрат Na2S2O3∙5H2O(под названием гипосульфит) являетсяосновным компонентом для приготовлениязакрепляющих растворов, т.к. образуетс ионами Ag+прочные комплексы [Ag+(S2O3)2]3-,удаляет из фотоэмульсии неизрасходованныегалогениды серебра.

Пиросульфаты– соли пиросерной кислоты (двусерной),H2S+62O7.

Этосмесь SO3и H2SO4,так называемый олеум (смесь полисерныхкислот), состав можно представитьH2SO4∙xSO3.

Пероксосульфаты H+2SO-25 (пероксомоносерная)

(мононадсерная)

Оксид серы(VI)

Введение
• 1 Получение
• 2 Химические свойства
• 3 Применение
• 4 Особенности работы

Литература

Окси́д се́ры(VI) (се́рный ангидри́д, трео́кись се́ры, се́рный га́з) SO3 — высший оксид серы, тип химической связи: ковалентная полярная химическая связь. В обычных условиях легколетучая бесцветная жидкость с удушающим запахом. При температурах ниже 16,9 °C застывает с образованием смеси различных кристаллических модификаций твёрдого SO3.

Находящиеся в газовой фазе молекулы SO3 имеют плоское тригональное строение с симметрией D3h (угол OSO = 120°, d(S-O) = 141 пм.) При переходе в жидкое и кристаллическое состояния образуются циклический тример и зигзагообразные цепи.

пространственная модель молекулыγ-SO3

Твёрдый SO3 существует в α-, β-, γ- и δ-формах, с температурами плавления соответственно 16,8, 32,5, 62,3 и 95 °C и различающихся по форме кристаллов и степени полимеризации SO3. α-форма SO3 состоит преимущественно из молекул тримера.

Другие кристаллические формы серного ангидрида состоят из зигзагообразных цепей: изолированных у β-SO3, соединенных в плоские сетки у γ-SO3 или в пространственные структуры у δ-SO3.

Обе модификации на воздухе «дымят» (образуются капельки H2SO4) вследствие высокой гигроскопичности SO3. Взаимный переход в другие модификации протекает очень медленно. Разнообразие форм триоксида серы связано со способностью молекул SO3 полимеризоваться благодаря образованию донорно-акцепторных связей.

Полимерные структуры SO3 легко переходят друг в друга, и твердый SO3 обычно состоит из смеси различных форм, относительное содержание которых зависит от условий получения серного ангидрида.

1. Получение

Получают, окисляя оксид серы(IV) кислородом воздуха при нагревании, в присутствии катализатора (V2O5, Pt или Na2VO3):

2SO2 + O2 → 2SO3 + Q.

Можно получить термическим разложением сульфатов:

Fe2(SO4)3 → Fe2O3 + 3SO3,

или взаимодействием SO2 с озоном:

SO2 + O3 → SO3 + O2↑.

Для окисления SO2 используют также NO2:

SO2 + NO2 → SO3 + NO↑.

Эта реакция лежит в основе исторически первого, нитрозного способа получения серной кислоты.

Еще один способ:

CuSO4+ H2C2O4 → CuC2O4 ↓ + H2SO4

2. Химические свойства

1. Кислотно-основные: SO3 — типичный кислотный оксид, ангидрид серной кислоты. Его химическая активность достаточно велика. При взаимодействии с водой образует серную кислоту:

SO3 + H2O → H2SO4.

Взаимодействует с основаниями:

2KOH + SO3 → K2SO4 + H2O,

основными оксидами:

CaO + SO3 → CaSO4,

c амфотерными оксидами:

3SO3 + Al2O3 → Al2(SO4)3.

SO3 растворяется в 100%-й серной кислоте, образуя олеум:

H2SO4 (100 %) + SO3 → H2S2O7.

2. Окислительно-восстановительные: SO3 характеризуется сильными окислительными свойствами, восстанавливается, обычно, до сернистого ангидрида:

5SO3 + 2P→ P2O5 + 5SO23SO3 + H2S → 4SO2 + H2O2SO3 + 2KI → SO2 + I2 + K2SO4.

3. При взаимодействии с хлороводородом образуется хлорсульфоновая кислота:

SO3 + HCl → HSO3Cl

Также присоединяет хлор, образуя тионилхлорид:

SO3 + Cl2 + 2SCl2 → 3SOCl2

3. Применение

Серный ангидрид используют в основном в производстве серной кислоты.

4. Особенности работы

Поскольку при взаимодействии SO3 и воды образуется едкая серная кислота, при работах с ним следует соблюдать особенную осторожность.Поэтому следует вливать тоненькой струйкой кислоту в воду, непрерывно перемешивая раствор.

Литература

• Ахметов Н. С. «Общая и неорганическая химия» М.: Высшая школа, 2001
• Карапетьянц М. Х., Дракин С. И. «Общая и неорганическая химия» М.: Химия 1994

скачать
Данный реферат составлен на основе статьи из русской Википедии.

Синхронизация выполнена 11.07.11 22:27:29
Похожие рефераты: Триоксид дибора, Триоксид димышьяка, Триоксид мышьяка, Триоксид ксенона, Триоксид вольфрама, Оксид серы, Двуокись серы, Гексафторид серы.

Категории: Оксиды, Соединения серы.

Текст доступен по лицензии Creative Commons Attribution-ShareA.

Получение[ | ]

Получают, окисляя оксид серы (IV) кислородом воздуха при нагревании, в присутствии катализатора (V2O5, Pt, NaVO3, оксид железа(III) Fe2O3, NO2):

2 S O 2 + O 2 → 2 S O 3 {displaystyle {mathsf {2SO_{2}+O_{2}
ightarrow 2SO_{3}}}}

Можно получить термическим разложением сульфатов:

F e 2 ( S O 4 ) 3 → o t F e 2 O 3 + 3 S O 3 {displaystyle {mathsf {Fe_{2}(SO_{4})_{3}{xrightarrow[{}]{{o}t}}Fe_{2}O_{3}+3SO_{3}}}}

или взаимодействием SO2 с озоном:

S O 2 + O 3 → S O 3 + O 2 {displaystyle {mathsf {SO_{2}+O_{3}
ightarrow SO_{3}+O_{2}}}}

Физические свойства[ | ]

Оксид серы(VI) — в обычных условиях легколетучая бесцветная жидкость с удушающим запахом.

Находящиеся в газовой фазе молекулы SO3 имеют плоское тригональное строение с симметрией D3h (угол OSO = 120°, d(S-O) = 141 пм). При переходе в жидкое и кристаллическое состояния образуются циклический тример и зигзагообразные цепи. Тип химической связи в молекуле: ковалентная полярная химическая связь.

Твёрдый SO3 существует в α-, β-, γ- и δ-формах, с температурами плавления соответственно 16,8, 32,5, 62,3 и 95 °C и различающихся по форме кристаллов и степени полимеризации SO3. α-форма SO3 состоит преимущественно из молекул триме́ра.

Другие кристаллические формы серного ангидрида состоят из зигзагообразных цепей: изолированных у β-SO3, соединенных в плоские сетки у γ-SO3 или в пространственные структуры у δ-SO3.

При охлаждении из пара сначала образуется бесцветная, похожая на лёд, неустойчивая α-форма, которая постепенно переходит в присутствии влаги в устойчивую β-форму — белые «шёлковистые» кристаллы, похожие на асбест. Обратный переход β-формы в α-форму возможен только через газообразное состояние SO3.

Обе модификации на воздухе «дымят» (образуются капельки H2SO4) вследствие высокой гигроскопичности SO3.Взаимный переход в другие модификации протекает очень медленно. Разнообразие форм триоксида серы связано со способностью молекул SO3 полимеризоваться благодаря образованию донорно-акцепторных связей.

Полимерные структуры SO3 легко переходят друг в друга, и твердый SO3 обычно состоит из смеси различных форм, относительное содержание которых зависит от условий получения серного ангидрида.

Химические свойства[ | ]

SO3 — типичный кислотный оксид, ангидрид серной кислоты. Его химическая активность достаточно велика.При взаимодействии с водой образует серную кислоту:

S O 3 + H 2 O → H 2 S O 4 {displaystyle {mathsf {SO_{3}+H_{2}O
ightarrow H_{2}SO_{4}}}}

Однако в данной реакции серная кислота образуется в виде аэрозоля, и поэтому в промышленности оксид серы(VI) растворяют в серной кислоте с образованием олеума, который далее растворяют в воде до образования серной кислоты нужной концентрации.

Взаимодействует с основаниями:

2 K O H + S O 3 → K 2 S O 4 + H 2 O {displaystyle {mathsf {2KOH+SO_{3}
ightarrow K_{2}SO_{4}+H_{2}O}}}

и оксидами:

C a O + S O 3 → C a S O 4 {displaystyle {mathsf {CaO+SO_{3}
ightarrow CaSO_{4}}}}

SO3 характеризуется сильными окислительными свойствами, обычно восстанавливается до диоксида серы:

5 S O 3 + 2 P → P 2 O 5 + 5 S O 2 {displaystyle {mathsf {5SO_{3}+2P
ightarrow P_{2}O_{5}+5SO_{2}}}} 3 S O 3 + H 2 S → 4 S O 2 + H 2 O {displaystyle {mathsf {3SO_{3}+H_{2}S
ightarrow 4SO_{2}+H_{2}O}}} 2 S O 3 + 2 K I → S O 2 + I 2 + K 2 S O 4 {displaystyle {mathsf {2SO_{3}+2KI
ightarrow SO_{2}+I_{2}+K_{2}SO_{4}}}}

При взаимодействии с хлороводородом образуется хлорсульфоновая кислота:

S O 3 + H C l → H S O 3 C l {displaystyle {mathsf {SO_{3}+HCl
ightarrow HSO_{3}Cl}}}

Также взаимодействует с двухлористой серой и хлором, образуя тионилхлорид:

S O 3 + C l 2 + 2 S C l 2 → 3 S O C l 2 {displaystyle {mathsf {SO_{3}+Cl_{2}+2SCl_{2}
ightarrow 3SOCl_{2}}}}

Применение[ | ]

Серный ангидрид используют в основном в производстве серной кислоты и в металлургии.

Физиологическое действие[ | ]

Триоксид серы — токсичное вещество, которое поражает слизистые оболочки и дыхательные пути, разрушает органические соединения. Хранится в запаянных стеклянных сосудах.

Литература[ | ]

• Ахметов Н. С. «Общая и неорганическая химия» М.: Высшая школа, 2001
• Карапетьянц М. Х., Дракин С. И. «Общая и неорганическая химия» М.: Химия 1994