Как из сульфида серы получить оксид серы 4?

7 ответов на вопрос “Как из сульфида серы получить оксид серы 4?”

  1. Bazar Ответить

    SO2 – оксид серы (IV). Физические свойства.

    SO2 – диоксид серы, сернистый газ, сернистый ангидрид. При обычной температуре – бесцветный газ с резким запахом, хорошо растворим в воде (в 1 л воды при 20°С растворяется – 40 л SO2).

    Способы получения

    1. Окисление кислородом серы, сероводорода, сульфидов
    2. Термическое разложение сульфитов
    CaSO3 = СаО + SO2^
    3.Действие сильных кислот на сульфиты
    Na2SO3 + 2HCl = SO2 + Н2O + 2NaCI
    4.Взаимодействие конц. H2SO4 с восстановителями, например:
    2H2SO4 + Си = SO2^ + CuSO4 + 2Н2O

    Химические свойства

    SO2 – кислотный оксид
    При растворении SO2 в воде происходит его частичное соединение с молекулами воды – об
    разуется слабая сернистая кислота.
    Взаимодействие с основными оксидами и щелочами
    SO2 – активный восстановитель
    SO2 + СаО = CaSO3 сульфит кальция
    SO2 + NaOH = NaHSO3 гидросульфит натрия
    SO2 + 2NaOH = Н2O + Na2SO3 сульфит натрия
    Диоксид серы окисляется в газовой фазе до SO3:
    2SO2 + O2 = SO3
    SO2 + O3 = SO3+ O2
    SO2+ NO2 = SO3 + NO
    На свету легко окисляется хлором:
    SO2 + Cl2 — SO2Cl2 хлористый сульфурил
    В водных растворах при окислении SO2 образуется серная кислота H2SO4:
    SO2 + 2HNO3 = H2SO4 + 2NO2
    SO2 + Н2O2 = H2SO4
    Обесцвечивание окрашенных окислителей (КМпO4 и Вr2) – качественная реакция для распознавания SO2 (например, отличие его от СO2, СО, СН4 и многих других газов):
    SO2 + Вr2 + 2Н2О = H2SO4 + 2НВr
    3SO2 + 2КМпO4 + 4Н2О = 3H2SO4 + 2MnO2v + 2КОН
    SO2 – окислитель
    Продуктом восстановления SO2 чаще всего является свободная сера.
    SO2 + 2Н2S = 3Sv + 2Н2О
    SO2 + 2СО = S + 2CO2

    H2SO3 – сернистая кислота

    В свободном состоянии не выделена. Очень непрочное соединение. Образуется при растворении SO2 в воде. Обладает свойствами слабой кислоты.

    Сульфиты и гидросульфиты

    2-х основная сернистая кислота образует при взаимодействии со щелочами 2 ряда солей: нормальные (средние) – сульфиты Mex(SO3)y и кислые – гидросульфиты Me(HSO3)x.
    Сульфиты щелочных Me и аммония растворимы в воде. Сульфиты остальных Me нерастворимы в воде (или не существуют).
    Гидросульфиты Me хорошо растворимы в Н2O, некоторые из них существуют только в растворе, например, Ca(HSO3)2.
    Гидролиз сульфитов
    Водные растворы сульфитов вследствие гидролиза имеют щелочную среду (окрашивают лакмус в синий цвет).
    SO3- + Н2O = HSO3- + ОН-
    Na2SO3 + Н2O = NaHSO3 + NaOH

    Химические свойства сульфитов

    I. Не окислительно-восстановительные реакции
    1. Взаимодействие с сильными кислотами:
    Na2SO3 + 2HCl = 2NaCl + SO2^ + Н2O
    NaHSO3 + HCl = NaCl + SO2^ + Н2O
    Оба типа солей разлагаются сильными кислотами, при этом слабая сернистая кислота вытесняется в виде SO2 и Н2O.
    2. Термическое разложение сульфитов:
    CaSO3 = СаО + SO2^
    3. Нормальные сульфиты в водных растворах, содержащих избыток SO2, превращаются в гидросульфиты
    CaSO3 + SO2 + Н2O = Ca(HSO3)sub>2
    Благодаря этой реакции нерастворимые в воде сульфиты превращаются в растворимые гидросульфиты
    4. Ионно-обменные реакции с другими солями, приводящие к образованию нерастворимых сульфитов:
    Na2SO3 + ZnCl2 = ZnSO3v + 2NaCl
    II. Окислительно-восстановительные реакции
    I. Сульфиты как восстановители.
    Сульфиты, подобно SO2, могут быть и восстановителями, и окислителями, поскольку атомы серы в анионах SO3 находятся в промежуточной С.О. +4
    В водных растворах и сульфиты, и гидросульфиты легко окисляются до сульфатов. Примеры реакций:
    Na2SO3 + Вr2 + Н2O = Na2SO4 + 2НВr
    5K2SO3 + 2КМпO4 + 3H2SO4 = 6K2SO4 + 2MnSO4 + 3Н2O
    Даже твердые сульфиты при хранении на воздухе медленно окисляются до сульфатов:
    2Na2SO3 + O2 = 2Na2SO4
    II. Сульфиты как окислители.
    Эти реакции не столь многочисленны. При нагревании сухих сульфитов с такими активными восстановителями, как С, Mg, Al, Zn, они переходят в сульфиды:
    Na2SO3 + ЗС = Na2S + ЗСО
    III. Диспропорционирование сухих сульфитов.
    При нагревании до высоких температур сульфиты медленно превращаются в смесь сульфатов и сульфидов:
    4K2SO3 = 3K2SO4 + K2S

  2. CrazyFedd Ответить

    Получение:
    1) прямой синтез из элементов, при температуре 600 °C;
    2) воздействием на сульфиды натрия и железа соляной кислотой.
    Физические свойства: сероводород тяжелее воздуха, очень ядовит. Сжижение его происходит при -60,8 °C, затвердение – при -85,7 °C. Легко воспламеняется на воздухе. Растворим в воде – при температуре 20 °C в 1 литре воды можно растворить 2,5 литра сероводорода, при этом образуется сероводородная кислота.
    Химические свойства: сероводород – сильный восстановитель, в зависимости от условий (температура, pH раствора, концентрация окислителя) при взаимодействии с окислителями он окисляется до диоксида серы или серной кислоты:
    1) горит голубоватым пламенем на воздухе:

    2) при высокой температуре разлагается:

    3) вступает в реакцию с галогенами:

    4) взаимодействует с окислителями:

    5) серебро при взаимодействии с сероводородом темнеет:

    Применение: сероводород используют как химический реактив, а также как сырье для получения серы и серной кислоты.
    Сероводородная кислота – слабая кислота. Водный раствор сероводорода.
    Сульфиды – средние соли сероводородной кислоты.
    Получение сульфидов:
    1) взаимодействие металлов с серой при высокой температуре: Fe + S = FeS;
    2) взаимодействие сводными растворами солей металлов: CuSO4 + H2S = CuS? + H2SO4;
    3) сульфиды подвергаются гидролизу:

    Взбалтывая раствор сульфида с серой можно обнаружить после выпаривания остаток, содержащий полисульфиды (многосернистые металлы).
    Полисульфиды – соединения с большим содержанием серы, например Na2S2, Na2S5.
    Для сульфидов характерны соединения переменного состава (FeS1,01—FeS1,14).
    Природные сульфиды – основа руд цветных и редких металлов, поэтому их используют в металлургии. Некоторые сульфиды используют в производстве серной кислоты(FeS2 – железный колчедан). В химической и легкой промышленности применяют сульфиды щелочных и щелочноземельных металлов (в качестве основы люминофоров). В электронной технике используются как полупроводники.
    БИЛЕТ №38
    Оксиды серы, сернистая кислота и ее соли.
    Окси?д се?ры(IV) (диокси?д се?ры, двуокись серы, серни?стый газ, серни?стый ангидри?д) — SO2. В нормальных условиях представляет собой бесцветный газ с характерным резким запахом (запах загорающейся спички). Под давлением сжижается при комнатной температуре. Растворяется в воде с образованием нестойкой серни?стой кислоты; растворимость 11,5 г/100 г воды при 20 °C, снижается с ростом температуры. Растворяется также в этаноле, се?рной кислоте. SO2 — один из основных компонентов вулканических газов.
    Получение
    · Промышленный способ получения — сжигание серы или обжиг сульфидов, в основном — пирита:

    · В лабораторных условиях и в природе SO2 получают воздействием сильных кислот на сульфиты и гидросульфиты. Образующаяся сернистая кислота H2SO3 сразу разлагается на SO2 и H2O:


    · Также диоксид серы можно получить действием концентрированной серной кислоты на малоактивные металлы при нагревании:

    Химические свойства
    · Спектр поглощения SO2 в ультрафиолетовом диапазоне.
    · Относится к кислотным оксидам. Растворяется в воде с образованием сернистой кислоты (при обычных условиях реакция обратима):

    · Со щелочами образует сульфиты:

    · Химическая активность SO2 весьма велика. Наиболее ярко выражены восстановительные свойства SO2, степень окисления серы в таких реакциях повышается:





    Предпоследняя реакция является качественной реакцией на сульфит-ион SO32? и на SO2 (обесцвечивание фиолетового раствора).
    · В присутствии сильных восстановителей SO2 способен проявлять окислительные свойства. Например, для извлечения серы из отходящих газов металлургической промышленности используют восстановление SO2 оксидом углерода(II):

    · Или для получения фосфорноватистой кислоты:

    Применение
    Большая часть оксида серы(IV) используется для производства сернистой кислоты. Используется также в виноделии в качестве консерванта (пищевая добавка E220). Так как этот газ убивает микроорганизмы, им окуривают овощехранилища и склады. Оксид серы(IV) используется для отбеливания соломы, шелка и шерсти, то есть материалов, которые нельзя отбеливать хлором. Применяется он также и в качестве растворителя в лабораториях. При таковом его применении следует помнить о возможном содержании в SO2 примесей в виде SO3, H2O, и как следствие присутствия воды H2SO4 и H2SO3. Их удаляют пропусканием через растворитель концентрированной H2SO4; это лучше делать под вакуумом или в другой закрытой аппаратуре[1]. Оксид серы(IV) применяется также для получения различных солей сернистой кислоты.

  3. VideoAnswer Ответить

  4. VideoAnswer Ответить

  5. VideoAnswer Ответить

Добавить ответ

Ваш e-mail не будет опубликован. Обязательные поля помечены *