Вищий оксид сірки характер. Оксид сірки

безбарвна рідина Молярна маса 80,06 г/моль густина 1,92 г/см³ Термічні властивості Т. плав. 16,83 °C Т. кіп. 44,9 °C Ентальпія освіти -395,8 кДж/моль Класифікація Реєстр. номер CAS Безпека ЛД 50 510 мг/кг Токсичність Наводяться дані для стандартних умов (25 °C, 100 кПа), якщо не вказано інше.

Оксид сери (VI) (серний ангідрид, тріхокісь сірки, серний газ) SO 3 - вищий оксид сірки. У звичайних умовах легколетюча безбарвна рідина із задушливим запахом. За температури нижче 16,9 °C застигає з утворенням суміші різних кристалічних модифікацій твердого SO 3 .

Отримання

Можна отримати термічним розкладанням сульфатів:

$\mathsf(Fe_2(SO_4)_3 \xrightarrow(^ot) Fe_2O_3 + 3SO_3)$

або взаємодією SO 2 з озоном:

$\mathsf(SO_2 + O_3 \rightarrow SO_3 + O_2)$

Для окислення SO 2 використовують також NO 2:

$\mathsf(SO_2 + NO_2 \rightarrow SO_3 + NO)$

Ця реакція є основою історично першого, нітрозного способу отримання сірчаної кислоти .

Фізичні властивості

Оксид сірки (VI) - у звичайних умовах легколетюча безбарвна рідина з задушливим запахом.

молекули SO 3 , що знаходяться в газовій фазі, мають плоску тригональну будову з симетрією D 3h (кут OSO = 120°, d(S-O) = 141 пм). При переході в рідкий і кристалічний стани утворюються циклічний тріммер і зигзагоподібні ланцюги. Тип хімічного зв'язку в молекулі: ковалентний полярний хімічний зв'язок.

Твердий SO 3 існує в α-, β-, γ- і δ-формах, з температурами плавлення відповідно 16,8, 32,5, 62,3 і 95 °C і розрізняються формою кристалів і ступеня полімеризації SO 3 . α-форма SO 3 складається переважно з молекул тримера. Інші кристалічні форми сірчаного ангідриду складаються з зигзагоподібних ланцюгів: ізольованих у β-SO 3 , з'єднаних у плоскі сітки у γ-SO 3 або у просторові структури у δ-SO 3 . При охолодженні з пари спочатку утворюється безбарвна, схожа на лід, нестійка α-форма, яка поступово переходить у присутності вологи у стійку β-форму – білі «шовковисті» кристали, схожі на азбест. Зворотний перехід β-форми у α-форму можливий лише через газоподібний стан SO 3 . Обидві модифікації повітря «димлять» (утворюються крапельки H 2 SO 4) внаслідок високої гігроскопічності SO 3 . Взаємний перехід до інших модифікацій протікає дуже повільно. Розмаїття форм триоксиду сірки пов'язане із здатністю молекул SO 3 полімеризуватися завдяки утворенню донорно-акцепторних зв'язків. Полімерні структури SO 3 легко переходять одна в одну, і твердий SO 3 зазвичай складається із суміші різних форм, відносний вміст яких залежить від умов отримання сірчаного ангідриду.

Хімічні властивості

\mathsf(2KOH + SO_3 \rightarrow K_2SO_4 + H_2O)

та оксидами:

$\mathsf(CaO + SO_3 \rightarrow CaSO_4)$

SO 3 характеризується сильними окисними властивостями, зазвичай відновлюється до діоксиду сірки:

$\mathsf(5SO_3 + 2P \rightarrow P_2O_5 + 5SO_2)$ $\mathsf(3SO_3 + H_2S \rightarrow 4SO_2 + H_2O)$ $\mathsf(2SO_3 + 2KI \rightarrow SO_2 + I_2 + K_2SO_4)$

При взаємодії з хлороводнем утворюється хлорсульфонова кислота:

$\mathsf(SO_3 + HCl \rightarrow HSO_3Cl)$

Також взаємодіє з дволористою сіркою та хлором, утворюючи тіонілхлорид:

$\mathsf(SO_3 + Cl_2 + 2SCl_2 \rightarrow 3SOCl_2)$

Застосування

Сірчаний ангідрид використовують в основному у виробництві сірчаної кислоти.

Також сірчаний ангідрид виділяється повітря при спалюванні сірчаних шашок, що застосовуються при знезараженні приміщень. При контакті з вологими поверхнями сірчаний ангідрид перетворюється на сірчану кислоту, яка вже знищує грибок та інші шкідливі організми.

Напишіть відгук про статтю "Оксид сірки(VI)"

Література

Ахметов Н. С. «Загальна та неорганічна хімія» М.: Вища школа, 2001
Карапетьянц М. Х., Дракін С. І. «Загальна та неорганічна хімія» М.: Хімія 1994

Уривок, що характеризує Оксид сірки (VI)

Наташа спалахнула. - Я не хочу ні за кого заміж йти. Я йому те саме скажу, коли побачу.
- Ось як! - Сказав Ростов.
- Ну, так, це все дрібниці, - продовжувала балакати Наташа. – А що Денисов хороший? - Запитала вона.
– Гарний.
- Ну і прощавай, одягайся. Він страшний, Денисов?
– Чому страшний? - Запитав Nicolas. – Ні. Васько славний.
– Ти його Ваською кличеш – дивно. А що він дуже гарний?
- Дуже хороший.
- Ну, приходь швидше чай пити. Всі разом.
І Наталка встала навшпиньки і пройшлася з кімнати так, як роблять танцівниці, але посміхаючись так, як тільки усміхаються щасливі 15-річні дівчинки. Зустрівшись у вітальні з Сонею, Ростов почервонів. Він не знав, як поводитися з нею. Вчора вони поцілувалися в першу хвилину радості побачення, але нині вони відчували, що цього не можна було зробити; він відчував, що всі, і мати і сестри, дивилися на нього запитливо і від нього чекали, як він поведеться з нею. Він поцілував її руку і назвав її ви Соня. Але їхні очі, зустрівшись, сказали один одному «ти» і ніжно поцілувалися. Вона просила своїм поглядом у нього вибачення за те, що в посольстві Наташі вона сміла нагадати йому про його обіцянку і дякувала йому за його кохання. Він своїм поглядом дякував їй за пропозицію свободи і казав, що так чи інакше він ніколи не перестане любити її, бо не можна не любити її.
– Як дивно, – сказала Віра, обравши загальну хвилину мовчання, – що Соня з Ніколенькою тепер зустрілися на ви і як чужі. – Зауваження Віри було справедливим, як і всі її зауваження; але як і від більшої частини її зауважень усім стало ніяково, і не тільки Соня, Микола і Наташа, а й стара графиня, яка боялася цієї любові сина до Соні, яка могла б позбавити його блискучої партії, теж почервоніла, як дівчинка. Денисов, на подив Ростова, у новому мундирі, напомажений і надушений, з'явився у вітальню таким же чепуруном, яким він був у битвах, і таким люб'язним з дамами і кавалерами, яким Ростов ніяк не очікував його бачити.

Повернувшись до Москви з армії, Микола Ростов був прийнятий домашніми як найкращий син, герой і ненаглядний Миколка; рідними – як милий, приємний і шанобливий молодик; знайомими – як гарний гусарський поручик, спритний танцюрист та один із найкращих наречених Москви.
Знайомство у Ростових була вся Москва; грошей у нинішній рік у старого графа було достатньо, тому що були перезакладені всі маєтки, і тому Миколушко, завівши свого власного рисака і наймодніші рейтузи, особливі, яких ні в кого ще в Москві не було, і чоботи, наймодніші, з самими гострими шкарпетками та маленькими срібними шпорами проводив час дуже весело. Ростов, повернувшись додому, відчув приємне почуття після деякого проміжку часу примірювання себе до старих умов життя. Йому здавалося, що він дуже змужнів і виріс. Розпач за невитриманий із закону Божого іспит, позичання грошей у Гаврила на візника, таємні поцілунки з Сонею, він про все це згадував, як про дитинство, від якого він незмірно був далекий тепер. Тепер він – гусарський поручик у срібному ментику, з солдатським Георгієм, готує свого рисака на біг, разом із відомими мисливцями, літніми, поважними. У нього знайома жінка на бульварі, до якої він їздить увечері. Він диригував мазурку на балі у Архарових, розмовляв про війну з фельдмаршалом Каменським, бував у англійському клубі, і був на ти з одним сорокарічний полковником, з яким познайомив його Денисов.
Пристрасть його до государя дещо послабшала у Москві, оскільки за цей час не бачив його. Але він часто розповідав про государя, про свою любов до нього, даючи відчувати, що він ще не все розповідає, що щось ще є в його почутті до государя, що не може бути всім зрозуміло; і від щирого серця поділяв загальне на той час у Москві почуття обожнювання до імператора Олександра Павловича, якому у Москві на той час було дано найменування ангела в плоті.
У цей короткий перебування Ростова у Москві, до від'їзду до армії, не зблизився, а навпаки розійшовся з Соней. Вона була дуже гарна, мила, і, очевидно, пристрасно закохана в нього; але він був у тій порі молодості, коли здається так багато справи, що колись цим займатися, і юнак боїться зв'язуватися – дорожить своєю свободою, яка йому потрібна на багато іншого. Коли він думав про Соню в це нове перебування у Москві, він казав собі: Е! ще багато, багато таких буде і є там, десь, мені ще невідомих. Ще встигну, коли захочу, зайнятися і коханням, а тепер ніколи. Крім того, йому здавалося щось принизливе для своєї мужності в жіночому суспільстві. Він їздив на бали і в жіноче суспільство, вдаючи, що робив це проти волі. Біга, англійський клуб, гульба з Денисовим, поїздка туди - це була інша справа: це було пристойно молодцю гусару.

Сірка поширена у земній корі, серед інших елементів посідає шістнадцяте місце. Вона зустрічається як у вільному стані, так і у зв'язаному вигляді. Неметалічні властивості притаманні цього хімічного елемента. Її латинська назва «Sulfur», що позначається символом S. Елемент входить до складу різних іонів сполук, що містять кисень та/або водень, утворює багато речовин, що відносяться до класів кислот, солей та кілька оксидів, кожен з яких може бути названий оксид сірки з додаванням символи, що позначають валентність. Ступені окислення, які вона виявляє у різних сполуках +6, +4, +2, 0, −1, −2. Відомі оксиди сірки з різним ступенем окиснення. Найпоширеніші - це діоксид та триоксид сірки. Менш відомими є монооксид сірки, а також вищі (крім SO3) та нижчі оксиди цього елемента.

Монооксид сірки

Неорганічна сполука, яка називається оксид сірки II, SO, на вигляд ця речовина є безбарвним газом. При контакті з водою він не розчиняється, а реагує із нею. Це дуже рідкісне з'єднання, яке зустрічається тільки в розрідженому газовому середовищі. Молекула SO термодинамічно нестійка, перетворюється спочатку на S2O2 (називають disulfur газ або пероксид сірки). Через рідкісну появу монооксиду сірки в нашій атмосфері та низької стабільності молекули важко повною мірою визначити небезпеку цієї речовини. Але в сконденсованому або більш концентрованому вигляді оксид перетворюється на пероксид, який є відносно токсичним і їдким. Ця сполука також легко спалахує (нагадує цією властивістю метан), при спалюванні виходить діоксид сірки - отруйний газ. Оксид сірки 2 був виявлений біля Іо (одного з в атмосфері Венери і в міжзоряному середовищі. Передбачається, що на Іо він виходить в результаті вулканічних і фотохімічних процесів. Основні фотохімічні реакції виглядають наступним чином: O + S2 → S + SO і SO2 → SO + O.

Сірчистий газ

Оксид сірки IV або двоокис сірки (SO2) є безбарвним газом з задушливим різким запахом. При температурі мінус 10°С він переходить у рідкий стан, а при температурі мінус 73°С твердне. При 20С у 1 літрі води розчиняється близько 40 об'ємів SO2.

Цей оксид сірки, розчиняючись у воді, утворює сірчисту кислоту, оскільки є ангідридом: SO2 + H2O ↔ H2SO3.

Він взаємодіє з основами і 2NaOH + SO2 → Na2SO3 + H2O та SO2 + CaO → CaSO3.

Для сірчистого газу характерними є властивості і окислювача, і відновника. Він окислюється киснем повітря до сірчаного ангідриду у присутності каталізатора: SO2 + O2 → 2SO3. З сильними відновниками, такими як сірководень, грає роль окислювача: H2S + SO2 → S + H2O.

Сірчистий газ промисловості використовують в основному для отримання сірчаної кислоти. Діоксид сірки одержують спалюванням сірки або залізного колчедану: 11O2 + 4FeS2 → 2Fe2O3 + 8SO2.

Сірчаний ангідрид

Оксид сірки VI або триокис сірки (SO3) є проміжним продуктом і самостійного значення не має. На вигляд це безбарвна рідина. Вона кипить при температурі 45°С, а нижче 17°С перетворюється на білу кристалічну масу. Цей сірка (зі ступенем окислення атома сірки + 6) відрізняється крайньою гігроскопічністю. З водою він утворює сірчану кислоту: SO3 + H2O ↔ H2SO4. Розчиняючись у воді, виділяє велику кількість тепла і, якщо додавати не поступово, а відразу велику кількість оксиду, може статися вибух. Триоксид сірки добре розчиняється в концентрованій сірчаній кислоті з утворенням олеуму. Зміст SO3 в олеумі досягає 60%. Для цього з'єднання сірки характерні всі властивості

Вищі та нижчі оксиди сірки

Сірки є групою хімічних сполук з формулою SO3 + х, де х може бути 0 або 1. Мономірний оксид SO4 містять пероксогрупу (O-O) і характеризується, як і оксид SO3, ступенем окислення сірки +6. Цей оксид сірки може бути отриманий при низьких температурах (нижче 78 К) в результаті реакції SO3 або фотолізі SO3 в суміші з озоном.

Нижчі оксиди сірки є групою хімічних сполук, до якої входять:

SO (оксид сірки та його димер S2O2);
монооксиди сірки SnO (є циклічні сполуки, що складаються з кілець, утворених атомами сірки, при цьому n може бути від 5 до 10);
S7O2;
полімерні оксиди сірки

Інтерес до нижчих оксидів сірки збільшився. Це пов'язано з необхідністю вивчення їхнього змісту в наземній та позаземній атмосферах.

Ступінь окислення +4 для сірки є досить стійкою і проявляється в тетрагалогенідах SHal 4 , оксодигалогенідах SOHal 2 , діоксиді SO 2 і відповідних їм аніонах. Ми познайомимося з властивостями діоксиду сірки та сірчистої кислоти.

1.11.1. Оксид сірки (IV) Будова молекули so2

Будова молекули SO 2 аналогічна до будови молекули озону. Атом сірки перебуває у стані sp 2 -гібридизації, форма розташування орбіталей – правильний трикутник, форма молекули – кутова. На атомі сірки є неподілена електронна пара. Довжина зв'язку S - O дорівнює 0143 нм, валентний кут становить 119,5 °.

Будова відповідає наступним резонансним структурам:

На відміну від озону, кратність зв'язку S – O дорівнює 2, тобто основний внесок робить перша резонансна структура. Молекула відрізняється високою термічною стійкістю.

Фізичні властивості

За звичайних умов діоксид сірки чи сірчистий газ – безбарвний газ із різким задушливим запахом, температура плавлення -75 °С, температура кипіння -10 °С. Добре розчинний у воді, при 20 ° С в 1 об'ємі води розчиняється 40 об'ємів сірчистого газу. Токсичний газ.

Хімічні властивості оксиду сірки (IV)

Сірчистий газ має високу реакційну здатність. Діоксид сірки – кислотний оксид. Він досить добре розчинний у воді з утворенням гідратів. Також він частково взаємодіє з водою, утворюючи слабку сірчисту кислоту, яка не виділена в індивідуальному вигляді:

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

Внаслідок дисоціації утворюються протони, тому розчин має кисле середовище.

При пропущенні газоподібного діоксиду сірки через розчин натрію гідроксиду утворюється сульфіт натрію. Сульфіт натрію реагує з надлишком діоксиду сірки та утворюється гідросульфіт натрію:

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

Na 2 SO 3 + SO 2 = 2NaHSO 3 .

Для сірчистого газу характерна окислювально-відновна двоїстість, наприклад, він, виявляючи відновлювальні властивості, знебарвлює бромну воду:

SO 2 + Br 2 + 2H 2 O = H 2 SO 4 + 2HBr

та розчин перманганату калію:

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

окислюється киснем у сірчаний ангідрид:

2SO 2 + O 2 = 2SO 3 .

Окисні властивості проявляє при взаємодії з сильними відновниками, наприклад:

SO 2 + 2CO = S + 2CO 2 (при 500 ° С, у присутності Al 2 O 3);

SO 2 + 2H 2 = S + 2H 2 O.

Одержання оксиду сірки (ІV)

Спалювання сірки на повітрі

S + O2 = SO2.

Окислення сульфідів

4FeS 2 + 11O 2 = 2Fe 2 O 3 + 8SO 2 .

Дія сильних кислот на сульфіти металів

Na 2 SO 3 + 2H 2 SO 4 = 2NaHSO 4 + H 2 O + SO 2 .

1.11.2. Сірчиста кислота та її солі

При розчиненні діоксиду сірки у воді утворюється слабка сірчиста кислота, основна маса розчиненого SO 2 знаходиться у вигляді гідратованої форми SO 2 ·H 2 O, при охолодженні також виділяється кристалогідрат, лише невелика частина молекул сірчистої кислоти дисоціює на сульфіт-і гідросульфіт-іони. У вільному стані кислоти не виділено.

Будучи двоосновною, утворює два типи солей: середні – сульфіти та кислі – гідросульфіти. У воді розчиняються лише сульфіти лужних металів та гідросульфіти лужних та лужноземельних металів.

У цій статті ви знайдете інформацію про те, що таке оксид сірки. Будуть розглянуті його основні властивості хімічного та фізичного характеру, існуючі форми, способи їх отримання та відмінності між собою. А також будуть згадані області застосування та біологічна роль даного оксиду у його різноманітних формах.

Що являє собою речовину

Оксид сірки - це з'єднання простих речовин, сірки та кисню. Існує три форми оксидів сірки, що відрізняються між собою ступенем виявленої валентності S, а саме: SO (монооксид, моноокис сірки), SO 2 (сірчаний діоксид або сірчистий газ) та SO 3 (триоксид або ангідрид сірки). Усі перелічені варіації оксидів сірки мають схожі як хімічні, і фізичні властивості.

Загальні дані про моноокиси сірки

Двовалентний сірчаний монооксид, або інакше сірчаний моноокис - це неорганічна речовина, що складається з двох простих елементів - сірки та кисню. Формула – SO. В умовах нормальної обстановки є газ без кольору, але з різким і специфічним запахом. Набуває реакції з водним розчином. Досить рідкісне з'єднання у земній атмосфері. До впливу температур нестійкий, існує у димерній формі - S 2 O 2 . Іноді здатний, взаємодіючи з киснем, внаслідок реакції утворювати діоксид сірки. Солей не утворює.

Отримують оксид сірки (2) зазвичай за допомогою спалювання сірки або розкладання її ангідриду:

2S2+O2 = 2SO;
2SO2 = 2SO+O2.

У воді речовина розчиняється. В результаті оксид сірки утворює тіосерну кислоту:

S 2 O 2 +H 2 O = H 2 S 2 O 3 .

Загальні дані про сірчистий газ

Оксид сірки – чергова форма оксидів сірки з хімічною формулою SO 2 . Має неприємний специфічний запах та не має кольору. Піддається тиску, може запалюватися при кімнатній температурі. При розчиненні у воді утворює нестійку сірчисту кислоту. Може розчинятися в розчинах етанолу та сірчаної кислоти. Є компонентом вулканічного газу.

У промисловості отримують спалюванням сірки або випалюванням її сульфідів:

2FeS 2 +5O 2 = 2FeO+4SO 2 .

У лабораторіях, як правило, SO 2 отримують за допомогою сульфітів і гідросульфітів, піддаючи їх впливу сильної кислоти, а також впливу на метали з невеликим ступенем активності концентрованої H 2 SO 4 .

Як і інші сірчані оксиди, SO 2 є кислотним оксидом. Взаємодіючи з лугами, утворюючи різні сульфіти, входить у реакції з водою, створюючи сірчану кислоту.

SO 2 надзвичайно активний, і це яскраво виражається в його відновлювальних властивостях, де зростає окислювальний ступінь оксиду сірки. Може виявляти властивості окислювача, якщо його впливає сильний відновник. Останню характерну особливість використовують для виробництва фосфорноватої кислоти, або для відокремлення S від газів металургійної галузі діяльності.

Оксид сірки (4) широко використовується людиною для отримання сірчистої кислоти або її солей - це його основна сфера застосування. А також він бере участь у процесах виноробства і виступає там у ролі консерванту (E220), іноді їм протруюють овочесховища та склади, оскільки він знищує мікроорганізми. Матеріали, які не можна відбілювати хлором, обробляють оксидом сірки.

SO 2 - Досить токсична сполука. Характерні симптоми, що вказують на отруєння ним, - це відкашлювання, поява проблем з диханням, як правило, у вигляді нежиті, захриплості, поява незвичайного присмаку та першіння у горлі. Вдихання такого газу може викликати ядуху, порушення мовної здатності індивіда, блювання, утруднення процесу ковтання, а також легеневий набряк у гострій формі. Максимально допустимою концентрацією цієї речовини у робочому приміщенні є 10 мг/м 3 . Однак у різних людей організм може виявляти і різну чутливість до сірчистого газу.

Загальні дані про сірчаний ангідрид

Сірчаний газ, або, як його називають, сірчаний ангідрид, - це вищий оксид сірки з хімічною формулою SO3. Рідина із задушливим запахом, легколетюча за стандартних умов. Здатна застигати, утворюючи суміші кристалічного типу з його твердих модифікацій при температурі від 16.9 ° C і нижче.

Детальний аналіз вищого оксиду

При окисленні SO 2 повітрям під впливом високих температур необхідною умовою є наявність каталізатора, наприклад V 2 O 5 , Fe 2 O 3 , NaVO 3 або Pt.

Термічне розкладання сульфатів або взаємодія озону та SO 2:

Fe 2 (SO 4) 3 = Fe 2 O 3 +3SO 3;
SO2 + O3 = SO3 + O2.

Окислення SO 2 за допомогою NO 2:

SO2+NO2=SO3+NO.

До фізичних якісних характеристик відносяться: наявність у стані газу плоскої будови, тригонального типу та D 3 h симетрії, під час переходу від газу до кристала або рідини утворює тримач циклічного характеру та зигзагоподібний ланцюг, що має ковалентний полярний зв'язок.

У твердій формі SO 3 зустрічається в альфа, бета, гамма та сигма формах, при цьому він має, відповідно, різну температуру плавлення, ступінь прояву полімеризації та різноманітну кристалічну форму. Існування такої кількості видів SO 3 обумовлено утворенням донорно-акцепторного типу зв'язків.

До властивостей ангідриду сірки можна віднести безліч його якостей, основними є:

Здатність взаємодіяти з основами та оксидами:

2KHO+SO3 = K2SO4+H2O;
CaO+SO3 = CaSO4.

Вищий сірчаний оксид SO 3 має досить велику активність і створює сірчану кислоту, взаємодіючи з водою:

SO3 + H2O = H2SO4.

Вступає в реакції взаємодії з хлороводнем і утворює хлоросульфатну кислоту:

SO3+HCl=HSO3Cl.

Для оксиду сірки характерним є прояв сильних окисних властивостей.

Застосування сірчаного ангідриду знаходить у створенні сірчаної кислоти. Невелика його кількість виділяється у навколишнє середовище під час використання сірчаних шашок. SO 3 утворюючи сірчану кислоту після взаємодії з вологою поверхнею, знищує різноманітні небезпечні організми, наприклад грибки.

Підбиваючи підсумки

Оксид сірки може бути в різних агрегатних станах, починаючи з рідини і закінчуючи твердою формою. У природі зустрічається рідко, а способів його отримання у промисловості досить багато, як і сфер, де його можна використовувати. Сам оксид має три форми, у яких він виявляє різний ступінь валентності. Може бути дуже токсичним та викликати серйозні проблеми зі здоров'ям.