So3 как получить формула

Оксид серы (VI)

Оксид серы (VI) является кислотным оксидом. Это бесцветная токсичная жидкость при нормальных условиях. На воздухе «дымит», сильно впитывает влагу.

Способы производства. Двуокись серы (VI) получают каталитическим окислением двуокиси серы (IV) кислородом .

Двуокись серы также окисляют другими окислителями, например , озон или оксид азота (IV):

Другим способом получения оксида серы (VI) является разложение сульфата железа (III):

Химические свойства диоксида серы (VI)

1. Диоксид серы (VI) активно поглощает влагу и реагирует с водой с образованием серной кислоты:

2 . Двуокись серы является типичным оксидом , взаимодействующим с щелочными и основными оксидами.

Например, , оксид серы ( VI) реагирует с гидроксидом натрия . При этом образуются средние или кислые соли:

Другой пример : оксид серы (VI) взаимодействует с оксидом оксида (в сплаве):

SO ₃ + MgO → MgSO ₄

3. Двуокись серы очень сильный окислитель , так как содержащаяся в нем сера имеет максимальную степень окисления (+6). Интенсивно реагирует с восстановителями, такими как йодистый калий, сероводород или фосфор:

4. Растворяется в концентрированной серной кислоте с образованием олеа — раствора SO ₃ в H ₂ SO ₄ .

Источник

Оксид серы (VI)

Структура молекулы SO3

В газовой фазе диоксид серы существует в виде мономерных молекул. Атом серы находится в состоянии sp2-гибридизации, форма молекулы – правильный треугольник. Длина связи S-O 0,142 нм, валентный угол 120°. Кратность связи S-O равна 2.

Твердый диоксид серы образует различные полиморфы. В γ-SO3-подобном льду тетраэдры SO4 связаны вершинами, образуя циклические тримеры S3O9, которые напоминают циклические силикаты.

γ-SO3 кристаллизуется в моноклинной системе.

<​​2> В асбестовой модификации тетраэдры SO4 образуют спиральные цепочки со степенью полимеризации порядка нескольких тысяч (β-SO3, моноклинная система) или соединены слоями (α-SO3, ромбическая система).

При синтезе образуется жидкость, состоящая в основном из тримеров.

Прием 1. Диоксид серы (VI) получают окислением диоксида серы в кислородом воздуха в присутствии катализаторов при температуре 450 °C (см. Производство серной кислоты) :

2SO2+O2=2SO3 2. Другим способом окисления SO2 до SO3 является использование оксида азота (IV) в качестве окислитель:

Серная кислота H2SO4 — сильная двухатомная кислота, соответствующая высшей степени окисления серы (+6). При нормальных условиях концентрированная серная кислота представляет собой бесцветную тяжелую маслянистую жидкость без запаха с кисловатым «медным» вкусом. В технике серной кислотой называют ее смесь с водой и серным ангидридом SO3. если молярное соотношение SO3 : H2O 1 — раствор SO3 в серной кислоте (олеум).

Серная кислота является сильным окислителем ; ее окислительные свойства проявляются при взаимодействии со многими веществами.

Взаимодействие серной кислоты с металлами протекает по-разному в зависимости от ее концентрации. Разбавленная серная кислота окисляется ее ионами водорода. Благодаря этому он взаимодействует только с теми металлами, которые находятся в ряду напряжений до водорода, например:

Zn + H2SO4 = ZnSO4 + H2.

Но свинец не растворяется в разбавленных кислотой, так как образующаяся соль PbSO4 нерастворима.

Концентрированная серная кислота является окислителем за счет серы . Окисляет металлы в диапазоне напряжений до серебра включительно. Продукты их восстановления могут быть различными в зависимости от активности металла и условий (концентрация кислоты, температура). При взаимодействии с неактивными металлами, такими как медь, кислота восстанавливается до SO2:

Cu + 2H2SO4 = CuSO4 + SO2 + 2H2O.

При взаимодействии с более активными металлами продукты восстановления могут быть как SO2, так и свободная сера и сероводород. Так, при взаимодействии с цинком могут протекать реакции:

Zn + 2H2SO4 = ZnSO4 + SO2 + 2H2O

3Zn + 4H2SO4 = 3ZnSO4 + S + 4H2O

4ZN + 5H2SO4 = 4ZnSO4 + H2S + 4H2O.

Серная кислота применяется в производстве минеральных удобрений, для получения различных минеральных кислот и солей, всевозможных органических продуктов, красителей, дымовых и взрывчатых веществ, в нефтяной, металлообрабатывающей, текстильной, кожевенной и других отраслях промышленности. Крупнейшим потребителем серной кислоты является производство минеральных удобрений — суперфосфата. и сульфат аммония. Для производства одной тонны суперфосфата требовалось около 350 кг. серной кислоты и для производства одной тонны сульфата аммония — 750 кг.

Вследствие действия серной кислоты кожа сначала белеет, затем буреет с покраснением. При этом происходит отек окружающих тканей. При попадании серной кислоты на кожу ее следует как можно скорее промыть сильной струей воды, обожженное место увлажнить 5% раствором соды.

Химические свойства серная кислота. Химические свойства серной кислоты следующие:

Взаимодействие с металлами:

Разбавленная кислота растворяет только те металлы, которые имеют, например, слева от водорода в ряду напряжений H2+1SO4+ Zn0 = H2O + Zn+2SO4;

Окислительные свойства серной кислоты превосходны. При взаимодействии с различными металлами (кроме Pt, Au) может восстанавливаться до H2S-2, S+4O2 или S0, например:

2H2+6SO4 + 2Ag0 = S+4O2 + Ag2+1SO4 + 2H2O ;

5H2+6SO4 +8Na0 = H2S-2 + 4Na2+1SO4 + 4H2O;

Концентрированная кислота H2S+6O4 также реагирует (при нагревании) с некоторыми -металлы, переходящие в соединения серы с более низкой степенью окисления, например:

2H2S+6O4 + С0 = 2S+4O2 + C+4O2 + 2H2O;

2H2S+6O4 + S0 = 3S+4O2 + 2H2O;

5H2S+6O4 + 2P0 = 2H3P+5O4 + 5S+4O2 + 2H2O;

С основными оксидами :

H2SO4 + CuO = CuSO4 + H2O;

С гидроксидами:

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

2NaOH + H2SO4 = Na2SO4 + 2H2O;

Взаимодействие с солями в ходе обменных реакций:

H2SO4 + BaCl2 = 2HCl + BaSO4;

Образование BaSO4 (белый осадок, нерастворимый в кислотах) используют для определения этой кислоты и растворимых сульфатов.

Моногидрат представляет собой ионизирующий растворитель c кислотным характером. Очень хорошо растворяет сульфаты многих металлов, например:

2H2SO4 + HNO3 = NO2+ + H3O+ + 2HSO4-;

HClO4 + H2SO4 = ClO4- + H3SO4+.

Концентрированная кислота является относительно сильным окислителем, особенно при нагревании, например 2H2SO4 + Cu = SO2 + CuSO4 + H2O.

Действует как окислитель , серная кислота Обычно восстанавливается до SO2. Но его можно восстановить до S и даже до H2S, например H2S + H2SO4 = SO2 + 2H2O + S.

Моногидрат практически не проводит электричество. Напротив, водные растворы кислот являются хорошими проводниками. Серная кислота сильно поглощает влагу, поэтому ее применяют для осушки различных газов. Серная кислота действует как осушитель до тех пор, пока давление паров над ее раствором ниже, чем давление в осушенном газе.

При кипячении разбавленного раствора серной кислоты вода удаляется, а температура кипения снижается. поднимают, например, до 337 °С, когда начинают перегонять серную кислоту с концентрацией 98,3%. И наоборот, избыток диоксида серы испаряется из более концентрированных растворов. Кислые пары, кипящие при 337 °С, частично разлагаются на SO3 и H2O, которые при охлаждении снова соединяются. Высокая температура кипения этой кислоты предрасполагает к использованию ее при отделении летучих кислот от их солей при нагревании.

Олеум (лат. Oleum ) — раствор оксида сернистого SO3 в 100% серной кислоте H2SO4.

Олеум представляет собой вязкую, маслянистую, бесцветную жидкость или кристаллы с низкой температурой плавления, которые, однако, могут приобретать различные оттенки из-за наличия примесей. Он «дымит» на воздухе, вступает в реакцию с водой и выделяет большое количество тепла. Концентрация серного ангидрида может варьироваться в очень широких пределах: от единиц до десятков процентов. Олеум по сравнению с концентратом

Серная кислота обладает еще большим окисляющим и обезвоживающим действием. Олеум также содержит пиросерные кислоты, полученные по реакции:

Тиокислоты и их соли. Тиосерная кислота и тиосульфаты. Структура тиосульфат-иона. Восстанавливающие свойства тиосульфата натрия. Применение тиосульфата натрия. Политионовые кислоты и их соли. Тетратионаты

Тиокислоты. Тиокислоты (от thio.), сернистые аналоги оксигеновых кислот, в молекулах которых кислород замещен серой.

Неорганические тиокислоты нестабильны и обычно не могут быть выделены в свободном состоянии; соли таких тиокислот (тиосоли) типа Na2S2O3, сложные эфиры типа As(SC6H5)3 и ангидриды типа Sb2S3 являются достаточно сильными веществами.

Органические тиокислоты (тиокарбоновые кислоты) делятся на монотиокарбоновые — тиоловые ( ) и тиоловые (б), дитиокарбоновые (в):

Монотиокарбоновые кислоты существуют в виде таутомерной смеси с сильным преобладанием тиоловой формы; производные известны для обеих форм. Тиокислоты (особенно простые) обладают сильным неприятным запах. По сравнению с соответствующими карбоновыми кислотами тиокислоты являются более сильными кислотами, менее растворимы в воде и кипят при более низких температурах. тиокислоты Органические соединения в основном получают взаимодействием карбоновых кислот с сероводородом (1) или производных карбоновых кислот с сероводородом (2):

Амиды тионовой кислоты RC( S )NR¢2 (тиоамиды) используются в синтезе гетероциклических соединений; Амид α-этилизотионикотиновой кислоты (этионамид) является противотуберкулезным средством. Эфиры дитиоугольной кислоты (ксантогенаты) используются в производстве вискозных волокон (см. Вискоза), а также в качестве гербицидов.

Тиосерная кислота — неорганическое соединение, сильная двухатомная кислота с формулой H2SO3S . Бесцветная вязкая жидкость, реагирующая с водой. Они образуют соли — тиосульфаты. Тиосерная кислота содержит два атома. сера, одна из которых имеет степень окисления +6, а другая -2.

Принимается. Реакция сероводорода и диоксида серы в этиловом эфире при низких температурах:

Действие газообразного хлороводорода на тиосульфат натрия:

Физические свойства. Тиосерная кислота образует бесцветную вязкую жидкость, не замерзающую даже при очень низких температурах. Термически нестабилен: разлагается даже при комнатной температуре. Быстро, но не сразу разлагается в водных растворах. Немедленно разлагается в присутствии серной кислоты.

Источник

Оксид серы (VI) SO ₃ , серный ангидрид

При взаимодействии с кислородом сера образует два оксида:

• SO ₂ (IV) — двуокись серы (двуокись серы, двуокись серы)
• SO ₃ (VI) — диоксид серы

Молекула кислого газа высокополярная, угловатая по форме (угол между связями 119°):

Таким образом, молекула диоксида серы может существовать только в газообразном состоянии.

В жидком и твердом состоянии происходит полимеризация молекул:

Физические свойства диоксида серы:

• бесцветная жидкость;
• при температуре ниже 16,8 °С диоксид серы превращается в белую кристаллическую массу;
• сильно гигроскопичен.

Химические свойства диоксида серы

Диоксид серы (VI) является типичным кислым оксидом:

• реагирует с основаниями с образованием гидросульфатов (кислых солей) и сульфатов (средних солей):
• реагирует с основными оксидами с образованием сульфатов:
• бурно реагирует с водой с образованием серной кислоты:

Двуокись серы очень хорошо растворяется в серной кислоте и образует раствор, называемый олеумом :

В реакциях восстановления он действует как сильный окислитель, восстанавливая до двуокиси серы:

Получение и использование диоксида серы

Для промышленных целей диоксид серы получают путем окисления диоксида серы в присутствии катализатора:

Двуокись серы используют для получения серной кислоты и также в качестве сернистого и обезвоживающего агента.

Если если вам понравился сайт, будем благодарны за его популяризацию 🙂 Расскажите о нас своим друзьям на форуме, блоге, сообществе. Это наша кнопка:

Код кнопки:
Политика конфиденциальности Об авторе

Источник