Оксид серы (IV) получение и химические свойства

Содержание

Cпособы получения оксида серы (iv)
I. не окислительно-восстановительные реакции
Ii. окислительно-восстановительные реакции
So2 — активный восстановитель
Исследование процесса каталитического окисления so2 в so3 кислородом воздуха на катализаторе из шламовых отходов теплоэлектростанций
Как из so2 получить so3?
Контактное окисление so2 в so3
Нахождение в природе кислорода и серы
Общая характеристика элементов 6 группы главной подгруппы
Оксид серы — so2
Оксиды серы. общая характеристика, химические свойства ✎
Получение оксида серы
Природные соединения
Репетитор по химии и биологии: конспекты. производство серной кислоты
Сернистый газ, химические свойства, получение
Способы получения кислорода
Способы получения серы
Химические свойства кислорода
Химические свойства серы
Чистый серный ангидрид

Cпособы получения оксида серы (iv)

1.Сжигание серы на воздухе:

S O2 → SO2

2.Горение сульфидов и сероводорода:

2H2S 3O2 → 2SO2 2H2O

2CuS 3O2 → 2SO2 2CuO

3. Взаимодействие сульфитов с более сильными кислотами:

Например, сульфит натрия взаимодействует с серной кислотой:

Na2SO3 H2SO4 → Na2SO4 SO2 H2O

4.Обработка концентрированной серной кислотой неактивных металлов.

Например, взаимодействие меди с концентрированной серной кислотой:

Cu 2H2SO4 → CuSO4 SO2 2H2O

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 = ZnSO3↓ 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

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 2MnO2↓ 2КОН

Исследование процесса каталитического окисления so2 в so3 кислородом воздуха на катализаторе из шламовых отходов теплоэлектростанций

УДК 544.4 7: 502.174: 628.4.038

М. Ю. Лазарев, Ф. Ш. Шарафисламов, И. А. Махоткин

ИССЛЕДОВАНИЕ ПРОЦЕССА КАТАЛИТИЧЕСКОГО ОКИСЛЕНИЯ SO2 В SO3 КИСЛОРОДОМ ВОЗДУХА НА КАТАЛИЗАТОРЕ ИЗ ШЛАМОВЫХ ОТХОДОВ ТЕПЛОЭЛЕКТРОСТАНЦИЙ

Ключевые слова: шлам, катализаторы, окисление SO2 в SO3, промышленные отходы.

Разработан новый катализатор для процесса окисления SO2 в SO3 на основе отходов производств. Получены образцы катализатора различной формы. Исследована эффективность катализатора из шлама при различной температуре. Сформулированы перспективные пути решения проблемы переработки шламовых отходов в эффективные катализаторы.

Keywords: slimes, catalysts, oxidation SO2 in SO3, industrial wastes.

The new catalyst is developed for process of oxidation SO2 in SO3 on the basis of a waste of manufactures. Samples of the catalyst of the various form are received. It is investigated efficiency of the catalyst from slimes at various temperature. Perspective ways of a solution of a problem of processing slimes a waste in effective catalysts are formulated.

Утилизация промышленных

железооксидных, железохромоксидных и ванадиевых отходов различных предприятий для создания эффективных катализаторов является актуальной экологической и научно-технической проблемой.

Объясняется это тем, что оксиды металлов проявляют хорошие каталитические свойства для ряда химических реакций. Например, для реакции окисления SO2 в SO3 ряд активности металлов в качестве катализаторов выглядит следующим образом [1]:

Pt, V2O5, ^^^ Fe2O3, WO3, CuO, As2O5, ТО2, MoO3, SnO2, Mn2O3.

Из этого ряда видно, что оксиды V2O5, ^^^ Fe2O3 являются эффективными катализаторами для реакции окисления SO2 в SO3. Оксиды железа содержатся в отходах различных производств. Например, при работе теплоэлектростанций на мазуте на поверхности котлов образуется осадок продуктов сгорания топлива. В осадке содержится пыль не только Ре203, но и V2O5. После промывки поверхности котлов водой в шламе остается большое количество оксидов V2O5, Fe2O3, которые могут быть применены для изготовления эффективных катализаторов. В этой связи мы поставили перед собой задачу создать и испытать катализатор для реакции SO2 в SO3 из шлама одной из теплоэлектростанций. Для этого из шлама были приготовлены образцы гранулированных и сотовых катализаторов.

Катализаторы готовились методом смешения высушенного шлама с красной глиной. Из полученной массы методом прессования формовались конкретные формы образцов. Например, изготавливались гранулы ^=5мм, h=10мм), трубки ^вн=5мм, h=30мм, 5=2мм), сотовые блоки (100х100мм с сечением каналов 8х8мм).

Полученные образцы катализатора после отжига имели темно-коричневый цвет и обладали достаточной механической прочностью.

Исследование эффективности образцов катализатора проводили на лабораторной установке, схема которой представлена на рисунке 1.

Рис. 1 — Схема лабораторной установки для исследования процесса каталитического окисления БО2 в БОз кислородом воздуха: 1 -трехгорловая колба; 2 — капельная воронка; 3,4,5 — промывные склянки; 6 — баллон с БО2; 7 -газовый кран; 8 — газовый редуктор; 9 — штуцер; 10 — мультиметр; 11 — расходомер; 12 -осушительная склянка; 13 — секундомер; 14 -верхняя часть реактора; 15 — нижняя часть реактора; 16 — барботеры

Газообразный SO2, взаимодействия раствора кислотой по реакции:

получали на основе Na2SO3 с серной

Na2SO3 H2SO4 = SO2 Na2SO4 H2O

(1)

SO2 собирали в баллон и разбавляли его до нужной концентрации воздухом.

ч, ‘/• 90

80 —

70 —

60 —

50 ■

40 —

30 ■

350 100 450 500 5S0

Т, «с

Рис. 2 — Зависимость степени превращения SO2 в SO3 от температуры на катализаторе из шлама Заинской ГРЭС

Из графика, представленного на рис. 2, видно, что степень превращения SO2 в SO3 в области температуры 410 — 420С имеет максимум. Это объясняется обратимостью химической реакции окисления SO2 в SO3 :

2SO2 O2 ^ 2SO3 (2)

Исследование показало, что для катализатора, полученного из шлама Заинской ГРЭС максимум эффективности достигается при температуре 420С. Для сравнения отметим, что для известных катализаторов на основе V2O5 та же степень превращения наблюдается при температуре 480С. Кроме того, современные катализаторы на основе V2O5 являются относительно дорогими [2], а катализатор на основе шлама Заинской ГРЭС получается относительно дешевым.

Выполненное нами дополнительное исследование эффективности катализаторов, изготовленных из шламовых отходов Заинской

ГРЭС, для процесса каталитического восстановления оксидов азота аммиаком подтвердило, что катализатор является наиболее эффективным из числа известных [3]. Для каталитической очистки запыленных отходящих газов и для каталитического окисления SO2 в SO3 наиболее перспективными, на наш взгляд, являются катализаторы изготовленные в виде сотовых блоков с высокоразвитой поверхностью [4, 5]. Высокая эффективность и надежность катализаторов изготовленных из железооксидных отходов различных производств и шламовых отходов теплоэлектростанций подтверждает

перспективность эффективного научного направления.

Литература

1. Малин К.М. Технология серной кислоты / К.М. Малин, Н.Л. Аркин, Г.К. Боресков, М.Г. Слинько; под общ. ред. проф. К.М. Малина. — М.: Госхимиздат, 1950. — 569 с.

2. Лазарев М.Ю. Исследование закономерностей процесса окисления SO2 в SO3 на регенерированном катализаторе/ М.Ю. Лазарев, Ф.Ш. Шарафисламов, Ю.Н. Сахаров, И. А. Махоткин// Современные проблемы технической химии: Материалы докладов Международной научно-технической и методической конференции. — Казань: КГТУ, 2009. — С. 359-364.

3. Махоткин, И.А. Разработка технологии изготовления высокоэффективного сотового катализатора из порошкообразных железооксидных отходов для очистки газовых выбросов от оксидов азота/ Махоткин И.А., И.М. Тухватуллин, С.П. Дмитриев// Современные проблемы технической химии: Материалы докладов Международной научно-технической и методической конференции. — Казань: КГТУ, 2004. — С. 717-726.

4. Махоткин А.Ф. Теоретические основы очистки газовых выбросов производства нитратов целлюлозы / Махоткин А.Ф. — Казань: Изд-во Казанск.ун-та, 2003. -268с.

5. Репин В.Б. Оптимизация площади поверхности сотового катализатора / Репин В.Б., Балыбердин А.С., Шарафисламов Ф.Ш., Махоткин И. А.// Вестник Казан. технол. ун-та. -2022. — Т. 14, №18. — С.249-254.

© М. Ю. Лазарев — асп. каф. оборудования химических заводов КНИТУ, nospoon@yandex.ru; Ф. Ш. Шарафисламов — канд. техн. наук, зав. лаб. той же кафедры; И. А. Махоткин — канд. техн. наук, ст. преп. той же кафедры.

Как из so2 получить so3?

Реакция взаимодействия между оксидом серы (IV) и кислородом, протекающая при нагревании в температурном диапазоне $400 - 500^{0}C$ под действием катализаторов (платины, оксида ванадия (V) или окиси железа (III)) приводит к образованию оксида серы (VI)(серный газ) (как из SO2 получить SO3) (соединение). Молекулярное уравнение реакции имеет вид:

Данная реакция относится к окислительно-восстановительным, поскольку химические элементы сера и кислород изменяют свою степень окисления. не изменяет свою степень окисления. Схемы электронного баланса выглядят следующим образом:

$[S^{ 4} 2e rightarrow S^{ 6};]$

$[O^{0} -2e rightarrow O^{-2}.]$

Оксид серы (VI) в обычных условиях представляет собой бесцветную легкоподвижную жидкость, которая разлагается при высоких температурах. В твердом состоянии существует в виде аморфного летучего тримера , цепного слоистого и сетчатого полимеров , цепного слоистого и сетчатого полимеров (SO_3)_n; а ниже 25^{0}СH_2S_2O_7$.
Серный ангидрид проявляет кислотные свойства, реагирует с водой и щелочами. Взаимодействует с кислородом, галогеноводородами.
Кроме вышеуказанного способа, который наиболее часто используется в промышленности, для получения оксида серы (VI) и других способов окисления сернистого газа до серного, для получения последнего также используют реакции термического разложения сульфатов:

Контактное окисление so2 в so3

Контактное окисление диоксида серы является типичным примером гетерогенного окислительного экзотермического катализа.

Это один из наиболее изученных каталитических синтезов. В СССР наиболее основательные работы по изучению окисления SO2 в SO3 и разработке катализаторов были проведены Г.К. Боресковым. Реакция окисления диоксида серы

SO2 0,5 O2 = SO3 (2)

характеризуется очень высоким значением энергии активации и поэтому практическое ее осуществление возможно лишь в присутствии катализатора.

В промышленности основным катализатором окисления SO2 является катализатор на основе оксида ванадия V2O5 (ванадиевая контактная масса). Каталитическая активность в этой реакции проявляют и другие соединения, прежде всего платина. Однако, платиновые катализаторы чрезвычайно чувствительны даже к следам мышьяка, селена, хлора и других примесей и поэтому постепенно были вытеснены ванадиевым катализатором.

Скорость реакции повышается с ростом концентрации кислорода, поэтому процесс в промышленности проводят при его избытке.

Так как реакция окисления SO2 относится к типу экзотермических, температурный режим ее проведения должен приближаться к линии оптимальных температур. На выбор температурного режима дополнительно накладываются два ограничения, связанные со свойствами катализатора. Нижним температурным пределом является температура зажигания ванадиевых катализаторов, составляющая в зависимости от конкретного вида катализатора и состава газа 400 — 440*С. верхний температурный предел составляет 600 — 650*С и определяется тем, что выше этих температур происходит перестройка структуры катализатора, и он теряет свою активность.

В диапазоне 400 — 600*С процесс стремятся провести так, чтобы по мере увеличения степени превращения температура уменьшалась.

Чаще всего в промышленности используют полочные контактные аппараты с наружным теплообменом. Схема теплообмена предполагает максимальное использование теплоты реакции для подогрева исходного газа и одновременное охлаждение газа между полками.

Одна из важнейших задач, стоящих перед сернокислотной промышленностью, — увеличение степени превращения диоксида серы и снижение его выбросов в атмосферу. Эта задача может быть решена несколькими методами.

Про кислород: Газообразный азот особой чистоты (1 сорт, пищевая добавка Е941, «БИОГАЗ N»)

Один из наиболее рациональных методов решения этой задачи, повсеместно применяемой в сернокислотной промышленности, — метод двойного контактирования и двойной абсорбции (ДКДА). Для смещения равновесия вправо и увеличения выхода процесса, а также для увеличения скорости процесса процесс проводят по этому методу. Его сущность состоит в том, что реакционную смесь, в которой степень превращения SO2 составляет 90 — 95%, охлаждают и направляют в промежуточный абсорбер для выделения SO3. В оставшемся реакционном газе соотношение O2:SO2 существенно повышается, что приводит к смещению равновесия реакции вправо. Вновь нагретый реакционный газ снова подают в контактный аппарат, где на одном-двух слоях катализатора достигают 95% степени превращения оставшегося SO2.суммарная степень превращения SO2 составляет в таком процессе 99,5% — 99,8 %.

Нахождение в природе кислорода и серы

Кислород занимает первое место среди элементов по
распространенности в земной коре. Содержится
он главным образом в силикатах и составляет около 47 % массы твёрдой земной
коры. В больших количествах связанного кислорода содержится в воде — 85,82 % по
массе.

Сера встречается в виде самородной серы, сульфатов (CaSO4∙2H2O, CaSO4∙H2O, Na2SO4∙10H2O, MgSO4∙7H2O), сульфидов (FeS2, CuS, CuFeS2, PbS, ZnS, HgS) и в промышленных газах.

Самородная сера встречается в местах
вулканической активности совместно с сернистыми фумаролами и сернистыми водами
(с содержанием > 25 %).

Общая характеристика элементов 6 группы главной подгруппы

От O к Po (сверху вниз в
периодической таблице)

Увеличивается

атомного радиуса,
металлических, основных,
восстановительных свойств,

Уменьшается

электроотрицательность,
энергия ионизация,
сродство к электрону.

Электронные конфигурации
у данных элементов схожи, все они содержат 6 электронов на внешнем слое ns2np4:

O – 2s2 2p4;

S – 3s23p4;

Se – 4s2 4p4;

Te – 5s2 5p4;

Po – 6s2 6p4

Электронное строение кислорода и серы

Оксид серы — so2

Сернистый газ — SO2 — при нормальных условиях бесцветный газ с характерным резким запахом (запах загорающейся
спички).

Получение

В промышленных условиях сернистый газ получают обжигом пирита.

FeS2 O2 = (t) FeO SO2

В лаборатории SO2 получают реакцией сильных кислот на сульфиты. В ходе подобных реакций образуется сернистая кислота,
распадающаяся на сернистый газ и воду.

K2SO3 H2SO4 = (t) K2SO4 H2O SO2↑

Сернистый газ получается также в ходе реакций малоактивных металлов с серной кислотой.

Cu H2SO4(конц.) = (t) CuSO4 SO2 H2O

Оксиды серы. общая характеристика, химические свойства ✎

Большинство школьников знают два оксида серы — SO₂ и SO₃.

Однако, это не все соединения, которые сера образует с кислородом.

Рассмотрим их все.

Монооксид серы — SO

Оксид серы (IV) получение и химические свойства | CHEMEGE.RU

Встречается только в виде разбавленной газовой фазы;

после концентрирования превращается в S₂O₂ (диоксид дисульфита);

Дисульфид серы — SO₂

Оксид серы (IV) получение и химические свойства | CHEMEGE.RU

эндогенный диоксид серы играет важную физиологическую роль в регуляции работы сердца и кровеносных сосудов, а нарушение его метаболизма может привести к артериальной гипертензии, атеросклерозу, стенокардии.

Триоксид серы, серный ангидрид — SO₃

Оксид серы (IV) получение и химические свойства | CHEMEGE.RU

Является значительным загрязнителем, основной компонент кислотных дождей;

имеет большое значение в промышленности, так как является прекурсором серной кислоты;

в сухой атмосфере обильно дымит, без запаха, но едкий;

на воздухе образуется прямым окислением сернистого газа;

в лаборатории триоксид серы можно получить путем двухстадийного пиролиза бисульфата натрия:

серный ангидрид агрессивно гигроскопичен — теплота гидратации достаточна, чтобы смесь этого газа и древесины (или хлопка) могла воспламениться;

при вдыхании вызывает ожоги, обладает высокой коррозионной активностью.

Тетроксид серы — SO₄

Этот оксид серы представляет собой группу химических соединений с формулой SO₃ Х, где Х лежит между 0 и 1;

здесь содержатся пероксогруппы (О-О), а степень окисления серы как в триоксиде серы, 6;

может быть выделен при низких температурах (78 К), после реакции SO₃ с атомарным кислородом или фотолиза смесей SO₃ — озон.

Оксид серы (IV) получение и химические свойства | CHEMEGE.RU

Монооксид дисеры, субоксид серы — S₂O

Представляет собой бесцветный газ, который при конденсации образует твердое вещество бледного цвета, нестабильное при комнатной температуре;

был обнаружен Питером Шенком в 1933 году.

Пoсле краткого обзора оксидов серы прилагаю таблицу двух важнейших оксидов серы — сернистого газа и серного ангидрида, так как именно они по большей части встречаются в заданиях ЕГЭ и ОГЭ по Химии.

Сравнительная характеристика оксидов серы SO₂ и SO₃
Реагент	Оксид серы IV – SO₂ — Диоксид серы; — газ с резким запахом; — кислотный оксид; — гибридизация серы – sp2; — валентный угол — 120	Оксид серы VI – SO₃ — Триоксид серы; — бесцветная летучая жидкость; — кислотный оксид; — гибридизация серы — sp3; — валентный угол 120
Получение	1) В промышленности: S O₂= SO₂(360 C) 4FeS 7O₂ = 2Fe₂O₃ 4SO₂ (t) 2) В лаборатории: Na₂SO₃ H₂SO₄ = Na₂SO₄ SO₂ H₂O (t) Me 2H₂SO₄(k) = MeSO₄ SO₂ 2H₂O (Me = Cu, Hg, Bi, Ag) 2HBr 2H₂SO₄(k) = Br₂ SO₂ 2H₂O	1) В промышленности: 2SO₂ O₂ = 2SO₃ (500 C, V₂O₅) SO₂ O₃ = SO₃ O₂ 2) В лаборатории: 2CaSO₄ = 2CaO 2SO₃ (450 C) 2CuSO₄ = 2CuO 2SO₃ Na₂S₂O₇ = Na₂SO₄ 2SO₃
O₂	2SO₂ O₂ = 2SO₃ Q	≠
H₂O	SO₂ H₂O = H₂SO₃	SO₃ H₂O = H₂SO₄
H₂O₂	SO₂ H₂O₂= H₂SO₄	≠
Основные оксиды	SO₂ CaO = CaSO₃ SO₂ Na₂O = Na₂SO₃	SO₃ Na₂O = Na₂SO₄ SO₃ CaO = CaSO₄
Кислотные оксиды	SO₂ CO = S 2CO₂ (Al₂O₃, 500 C) SO₂ NO₂ = SO₃ NO (нитрозный способ получения серной кислоты)	≠
Амфотерные оксиды	SO₂ Al₂O_3,BeO, ZnO ≠	SO₃ Fe₂O₃ = Fe₂(SO₄)₃
Основания	SO₂ 2NaOH = Na₂SO₃ H₂O SO₂ Me(OH)x ≠ (Me = Fe, Cr, Al, Sn) SO₂ 2KOH (расплав) = 3K₂SO₄ K₂S 4H₂O (t)	SO₃ 2NaOH (разб.) = Na₂SO₄ H₂O SO₃ Ca(OH)₂ = CaSO₄ H₂O
Кислоты	SO₂ 4HI = S↓ 2I₂ 2H₂O SO₂ 2H₂S = 3S 2H₂O SO₂ 2HNO₃ (k) = H₂SO₄ 2NO₂ SO₂ 2HNO₂ (p) = H₂SO₄ 2NO	SO₃ HF = HSO₃F (45 C) SO₃ HCl = HSO₃Cl (20 C, в олеуме) SO₃ H₂SO₄ CaF₂= 2HSO₃F CaSO₄ SO₃ H₂SO₄(безводн.) = H₂S₂O₇ 3SO₃ H₂S = 4SO₂ H₂O
Соли	SO₂ Na₂CO₃ = Na₂SO₃ CO₂(20 С) SO₂ Na₂SO₃ = Na₂S₂O₅ (в этаноле) SO₂ PCl₅ = PClO₃ SCl₂O (50 — 60 C)	SO₃ MeF = MeSO₃F (Me = Li, K, NH₄) SO₃ 2KI = K₂SO₃ I₂ SO₃ Na₂S = Na₂SO₄
Комплексные соли	3SO₂ Na₃[Al(OH)₆] _(P)= Al(OH)₃ 3NaHSO₃	≠
Неметалл	SO₂ O₃ = SO₃ O₂ SO₂ 2C = S↓ 2CO₂ (600 С) SO₂ Cl₂= SO₂Cl₂ (солнечный свет) SO₂ F₂ = SO₂F₂ (20 С, Pt) SO₂ 3F₂ = SF₆ O₂ (650 C) SO₂ 2H₂= S↓ 2H₂O SO₂ 3S = 2S₂O (вакуум, эл. разряд)	2SO₃ C = 2SO₂ CO₂ 10SO₃ P₄ = P₄O₁₀ 10SO₂
Металл	SO₂ Me H₂O = MeSO₃ H₂ (активные Ме) SO₂ Me = MeS₂O₄ (Me = Zn, Co; в смеси этанола иводы)	SO₃ Mg = MgO SO₂
ОВР	SO₂ Cl₂ 2H₂O = 2HCl H₂SO₄ SO₂ I₂ 2H₂O = 2HI H₂SO₄ 5SO₂ 2KMnO₄ 2H₂O = K₂SO₄ 2MnSO₄ 2H₂SO₄ 5SO₂ 2K₂Cr₂O₇ H₂SO₄ = K₂SO₄ Cr₂(SO₄)₃ H₂O SO₂ 2FeCl₃ 2H₂O = 2FeCl₂ H₂SO₄ 2HCl SO₂ 2CuCl₂ 2H₂O = 2CuCl 2HCl H₂SO₄	SO₃ 2HCl = SO₂ Cl₂ H₂O (t) SO₃ 2HBr = SO₂ Br₂ H₂O (0 C) SO₃ 8HI = H₂S 4I₂ 3H₂O (0 C)

Получение оксида серы

Серный ангидрид SO3 Прибор для получения серного ангидрида — Рис.. Прибор для получения серного ангидрида: 1 — трехгорлая склянка; 2 — реакционная трубка; 3— колба; 4 — поглотительная склянка

Для получения небольшого количества серного ангидрида в лаборатории можно воспользоваться прибором, изображенным на рис.. Через трехгорлую склянку 1 с концентрированной серной кислотой пропускают для осушения кислород и сернистый газ.

Из склянки смесь обоих газов поступает в трубку 2,содержащую платинированный асбест (асбест с нанесенной на него мелко раздробленной платиной); трубка нагревается горелкой. Здесь происходит соединение кислорода с сернистым газом:

2SO2 O2 ⇄ 2SO3

Пары образующегося серного ангидрида вместе с избытком газов переходят в охлаждаемую льдом колбу 3. В колбе часть серного ангидрида сгущается, а не успевшие сгуститься пары попадают в склянку 4, где, соединяясь с водой, дают серную кислоту.

Природные соединения

FeS₂ — пирит, колчедан
ZnS — цинковая обманка
PbS — свинцовый блеск (галенит), Sb₂S₃ — сурьмяный блеск, Bi₂S₃ — висмутовый блеск
HgS — киноварь
CuFeS₂ — халькопирит
Cu₂S — халькозин
CuS — ковеллин
BaSO₄ — барит, тяжелый шпат
CaSO₄ — гипс

В местах вулканической активности встречаются залежи самородной серы.

Получение

В промышленности серу получают из природного газа, который содержит газообразные соединения серы: H2S,
SO2.

H2S O2 = S H2O (недостаток кислорода)

SO2 C = (t) S CO2

Серу можно получить разложением пирита

FeS2 = (t) FeS S

В лабораторных условиях серу можно получить слив растворы двух кислот: серной и сероводородной.

H2S H2SO4 = S H2O (здесь может также выделяться SO2)

Химические свойства

Репетитор по химии и биологии: конспекты. производство серной кислоты

На этой странице Вы можете найти конспект на тему «Производство
серной кислоты» и оценить уровень подготовленного материала. Я надеюсь, что Вы, обращаясь ко мне за помощью, уже не будете покупать кота в мешке. Вы будете знать, что Вашего ребенка или Вас учит знающий свое дело специалист — репетитор по химии. Более подробную информацию обо мне Вы сможете прочитать здесь.

С уважением,
доктор биологических наук,
ведущий научный сотрудник НИИ акушерства и гинекологии им. Д.О.Отта
репетитор по химии и биологии
Соколов Дмитрий Игоревич

Производство
серной кислоты.

Серную кислоту в промышленности производят двумя
способами: контактным и нитрозным.

Контактный
способ производства серной кислоты.

Серную кислоту
контактным способом производят в больших количествах на сернокислотных заводах.

I. Сырьё, используемое для
производства серной кислоты:

II. Подготовка сырья.

Разберём производство серной кислоты из пирита FeS₂.

1) Измельчение пирита. Перед использованием большие
куски пирита измельчают в дробильных машинах. Вы знаете, что при измельчении
вещества скорость реакции увеличивается, т.к. увеличивается площадь поверхности
соприкосновения реагирующих веществ.

2) Очистка пирита. После измельчения пирита, его
очищают от примесей (пустой породы и земли) методом флотации. Для этого
измельчённый пирит опускают в огромные чаны с водой, перемешивают, пустая
порода всплывает наверх, затем пустую породу удаляют.

III. Химизм производства.

Производство серной кислоты
из пирита состоит из трёх стадий.

ПЕРВАЯ СТАДИЯ
— обжиг пирита в печи для обжига в «кипящем слое».

Уравнение реакции первой
стадии

t = 800°C

4FeS₂
11O₂ 2Fe₂O₃
8SO₂ Q

Первая стадия производства - обжиг пирита

Измельчённый очищенный влажный (после флотации)
пирит сверху засыпают в печь для обжига в «кипящем слое». Снизу
(принцип противотока) пропускают воздух, обогащённый кислородом, для более
полного обжига пирита. Температура в печи для обжига
достигает 800°С. Пирит раскаляется до красна и находится в «подвешенном
состоянии» из-за продуваемого снизу воздуха. Похоже это всё на
кипящую жидкость раскалённо-красного цвета.

За счёт выделяющейся теплоты в результате реакции
поддерживается температура в печи. Избыточное количество теплоты отводят: по
периметру печи проходят трубы с водой, которая нагревается. Горячую воду
используют дальше для центрального отопления рядом стоящих помещений.

Образовавшийся оксид железа Fe₂O₃
(огарок) в производстве серной кислоты не используют. Но его собирают и
отправляют на металлургический комбинат, на котором из оксида железа получают
металл железо и его сплавы с углеродом — сталь (2% углерода С
в сплаве) и чугун (4% углерода С в сплаве).

Таким образом выполняется
принцип химического производства — безотходность производства.

Из печи выходит печной газ, состав которого: SO₂,
O₂, пары воды (пирит был влажный!) и мельчайшие частицы огарка
(оксида железа). Такой печной газ необходимо очистить от примесей твёрдых
частиц огарка и паров воды.

Очистка печного газа от
твёрдых частичек огарка проводят в два этапа — в циклоне (используется
центробежная сила, твёрдые частички огарка ударяются о стенки циклона и
ссыпаются вниз) и в электрофильтрах (используется электростатическое
притяжение, частицы огарка прилипают к наэлектризованным пластинам
электрофильтра, при достаточном накоплении под собственной тяжестью они
ссыпаются вниз), для удаления паров воды в печном газе (осушка печного газа)
используют серную концентрированную кислоту, которая является очень хорошим осушителем,
поскольку поглощает воду.

Осушку печного газа проводят в сушильной башне —
снизу вверх поднимается печной газ, а сверху вниз льётся концентрированная
серная кислота. На выходе из сушильной башни печной газ уже не содержит ни частичек
огарка, ни паров воды. Печной газ теперь представляет собой смесь оксида серы
SO₂ и кислорода О₂.

ВТОРАЯ СТАДИЯ
— окисление SO₂ в SO₃ кислородом.

Протекает в контактном
аппарате.

Уравнение реакции этой
стадии: 2SO₂ O₂2SO₃
Q

Про кислород: Химия: Плотность паров по кислороду продукта взаимодействия с избытком бромной воды с алкеном...

Сложность второй стадии заключается в том, что
процесс окисления одного оксида в другой является обратимым. Поэтому необходимо
выбрать оптимальные условия протекания прямой реакции (получения SO₃).

а) температура:

Прямая реакция является экзотермической Q, согласно
правилам по смещению химического равновесия, для того, чтобы сместить
равновесие реакции в сторону экзотермической реакции, температуру в системе
необходимо понижать. Но, с другой стороны, при низких температурах, скорость
реакции существенно падает. Экспериментальным путём химики-технологи
установили, что оптимальной температурой для протекания прямой реакции с
максимальным образованием SO₃ является температура 400-500°С. Это
достаточно низкая температура в химических производствах. Для того, чтобы увеличить скорость реакции при столь низкой
температуре в реакцию вводят катализатор. Экспериментальным путём установили,
что наилучшим катализатором для этого процесса является оксид ванадия V₂O₅.

б) давление:

Прямая реакция протекает с уменьшением объёмов
газов: слева 3V газов (2V SO₂ и 1V O₂), а справа — 2V SO₃.
Раз прямая реакция протекает с уменьшением объёмов газов, то, согласно правилам
смещения химического равновесия давление в системе нужно повышать. Поэтому этот
процесс проводят при повышенном давлении.

Прежде чем смесь SO₂ и O₂
попадёт в контактный аппарат, её необходимо нагреть до температуры 400-500°С.
Нагрев смеси начинается в теплообменнике, который установлен перед контактным
аппаратом. Смесь проходит между трубками теплообменника и нагревается от этих
трубок. Внутри трубок проходит горячий SO₃
из контактного аппарата. Попадая в контактный аппарат смесь SO₂ и О₂ продолжает нагреваться до нужной температуры,
проходя между трубками в контактном аппарате.

Температура 400-500°С в
контактном аппарате поддерживается за счёт выделения теплоты в реакции
превращения SO₂ в SO₃. Как только смесь оксида серы и
кислорода достигнет слоёв катализатора, начинается процесс окисления SO₂
в SO₃.

Образовавшийся оксид серы SO₃ выходит из
контактного аппарата и через теплообменник попадает в поглотительную башню.

ТРЕТЬЯ СТАДИЯ
— поглощение SO₃ серной кислотой.

Третья стадия производства - поглощение оксида серы(VI) серной кислотой Протекает в поглотительной башне.

А почему оксид серы SO₃ не поглощают
водой? Ведь можно было бы оксид серы растворить в воде: SO₃ H₂O
H₂SO₄.
Но дело в том, что если для поглощения оксида серы использовать воду,
образуется серная кислота в виде тумана, состоящего из мельчайших капелек
серной кислоты (оксид серы растворяется в воде с выделением большого количества
теплоты, серная кислота настолько разогревается, что закипает и превращается в
пар). Для того, чтобы не образовывалось
сернокислотного тумана, используют 98%-ную концентрированную серную кислоту.
Два процента воды — это так мало, что нагревание жидкости будет слабым и
неопасным. Оксид серы очень хорошо растворяется в такой кислоте, образуя олеум:
H₂SO₄·nSO₃.

Уравнение реакции этого процесса nSO₃ H₂SO₄H₂SO₄·nSO₃

Образовавшийся олеум сливают в металлические
резервуары и отправляют на склад. Затем олеумом заполняют цистерны, формируют
железнодорожные составы и отправляют потребителю.

Нитрозный
способ производства серной кислоты.

Технологическая схема производства серной кислоты
контактным путём хорошо известна из школьных учебников. В нашей стране
используется и другой, так называемый нитрозный, способ её получения.

На первой стадии, одинаковой для обоих методов,
получают сернистый ангидрид SO₂. Исходным сырьём может
быть, в принципе, любое вещество, содержащее серу: природные сульфиды железа
(прежде всего, пирит FeS₂), а также сульфиды меди и
никеля, сульфидные полиметаллические руды, гипс CaSO₄^.2H₂Oи
элементарные сера. Всё больше и больше используют газы, которые выделяются при
переработке и сжигании горючих ископаемых (угля, нефти), содержащих соединения
серы.

ПолученныйSO₂ окисляют до H₂SO₄, используется для этого в
нитрозном методе используется окислы азота. С этой стадии оба метода отличаются
друг от друга.

В специальной окислительной башне 3 смешивают окись
азота NO и NO₂ с воздухом в таком соотношении, чтобы половина имеющихсяNOи NO₂.

2NO O₂® 2NO₂

В результате газовая смесь содержит равныеNOи NO₂. Она подаётся в башни 4 и
5, орошаемые 75% — ной серной кислотой; здесь смесь окислов азота поглощается с
образованием нитрозиллерной кислоты:

NO
NO₂ 2H₂SO₄®2NO(HSO₄) H₂O

Раствор нитрозиллерной
кислоты в серной кислоте, называемый нитрозой, орошает башни 1 и 2, куда
противотоком поступает SO₂ и добавляется вода. В
результате гидролиза нитрозиллерной кислоты
образуется азотная кислота:

NO(HSO₄) H₂O®H₂SO₄ HNO₂

Она — то и окисляет SO₂ по уравнению:

SO₂ 2HNO₂®H₂SO₄ 2NO

В нижней части башен 1 и 2 накапливается 75%-ная
серная кислота, естественно, в большем количестве, чем её было затрачено на
приготовление нитрозы (ведь добавляется «новорождённая» серная кислота). Окись
азота NO возвращается снова на окисление. Поскольку некоторое количество её
меряется с выхлопными газами, приходится добавлять в систему HNO₃, служащую источником
окислов азота.

Недостаток башенного метода состоит в том, что
полученная серная кислота имеет концентрацию лишь 75% (при большей концентрации
плохо идёт гидролиз нитрозиллерной кислоты).
Концентрирование же серной кислоты упариванием представляет дополнительную
трудность. Преимущество этого метода в том, что примеси содержащиеся в SO₂, не влияют на ход процесса,
так что исходный SO₂ достаточно очистить от пыли, т.е. механических
загрязнений. Естественно, башенная серная кислота бывает недостаточно чистой,
что ограничивает её применение.

Охрана окружающей среды,

связанная с производством серной
кислоты.

Основным сырьем для производства серной кислоты,
является сера. Она относится к числу наиболее распространенных числу химических
элементов на нашей планете.

Производство серной кислоты происходит
в три стадии на первой стадии получаютSO₂, путем обжига FeS₂, затем SO₃, после чего на третьей
стадии получают серную кислоту.

Научно-техническая революция и связанный с ней
интенсивный рост химического производства, вызывает существенные негативные
изменения в окружающей среде. Например отравление
пресных вод, загрязнение земной атмосферы, истребление животных и птиц. В
результате мир оказался в тисках экологического кризиса. Вредные выбросы
сернокислых заводов следует оценивать не только по действию содержащегося в них
оксида серы на расположенные вблизи предприятия зоны, но и учитывать другие
факторы — увеличение количества случаев респираторных заболеваний человека и
животных, гибель растительности и подавление ее роста, разрушение конструкций
из известняка и мрамора, повышение коррозионного износа металлов. По вине
“кислых” дождей повреждены памятники архитектуры (Тадж-Макал).

В зоне до 300 км от источника загрязнения (SO₂) опасность представляет
серная кислота, в зоне до 600 км. — сульфаты.
Серная кислота и сульфаты замедляют рост с/х культур.
Закисление
водоемов (весной при таянии снега, вызывает гибель икр и молоди рыб.
Помимо экологического ущерба налицо экономический ущерб — громадные суммы
каждый год теряются при раскисление почв.

Рассмотрим химические метода отчистки от наиболее
распространенных газообразных загрязняющих воздух веществ. Известно более 60
методов. Наиболее перспективны методы, основанные на поглощение оксида серы
известняком, раствором сульфита — гидросульфита аммония и щелочным раствором
алюмината натрия. Интерес также представляют каталитические методы окисления
оксида серы в присутствии оксида ванадия.

Особое значение имеет очистка газов от
фторсодержащих примесей, которые даже в незначительной концентрации вредно
влияют на растительность. Если в газах содержится фтороводород
и фтор, то их пропускают через колоны с насадкой
противотоком по отношению к 5-10% раствору гидроксида
натрия. В течении одной минуты протекают следующие
реакции:

F₂ 2NaOH-> O₂ H₂O 2NaF

HF NaOH->NaF H₂O;

Образующийся фторид натрия обрабатывают
для регенерации гидроксида натрия:

2NaF CaO H₂O->CaF₂ 2NaOH

Сернистый газ, химические свойства, получение

ВодородВодород

1,008

1s¹

2,2

Бесцветный газ

t°_пл=-259°C

t°_кип=-253°C

ГелийГелий

4,0026

1s²

Бесцветный газ

t°_кип=-269°C

ЛитийЛитий

6,941

2s¹

0,99

Мягкий серебристо-белый металл

t°_пл=180°C

t°_кип=1317°C

БериллийБериллий

9,0122

2s²

1,57

Светло-серый металл

t°_пл=1278°C

t°_кип=2970°C

БорБор

10,811

2s² 2p¹

2,04

Темно-коричневое аморфное вещество

t°_пл=2300°C

t°_кип=2550°C

УглеродУглерод

12,011

2s² 2p²

2,55

Прозрачный (алмаз) / черный (графит) минерал

t°_пл=3550°C

t°_кип=4830°C

АзотАзот

14,007

2s² 2p³

3,04

Бесцветный газ

t°_пл=-210°C

t°_кип=-196°C

КислородКислород

15,999

2s² 2p⁴

3,44

Бесцветный газ

t°_пл=-218°C

t°_кип=-183°C

ФторФтор

18,998

2s² 2p⁵

4,0

Бледно-желтый газ

t°_пл=-220°C

t°_кип=-188°C

НеонНеон

20,180

2s² 2p⁶

Бесцветный газ

t°_пл=-249°C

t°_кип=-246°C

НатрийНатрий

22,990

3s¹

0,93

Мягкий серебристо-белый металл

t°_пл=98°C

t°_кип=892°C

МагнийМагний

24,305

3s²

1,31

Серебристо-белый металл

t°_пл=649°C

t°_кип=1107°C

АлюминийАлюминий

26,982

3s² 3p¹

1,61

Серебристо-белый металл

t°_пл=660°C

t°_кип=2467°C

КремнийКремний

28,086

3s² 3p²

1,9

Коричневый порошок / минерал

t°_пл=1410°C

t°_кип=2355°C

ФосфорФосфор

30,974

3s² 3p³

2,2

Белый минерал / красный порошок

t°_пл=44°C

t°_кип=280°C

СераСера

32,065

3s² 3p⁴

2,58

Светло-желтый порошок

t°_пл=113°C

t°_кип=445°C

ХлорХлор

35,453

3s² 3p⁵

3,16

Желтовато-зеленый газ

t°_пл=-101°C

t°_кип=-35°C

АргонАргон

39,948

3s² 3p⁶

Бесцветный газ

t°_пл=-189°C

t°_кип=-186°C

КалийКалий

39,098

4s¹

0,82

Мягкий серебристо-белый металл

t°_пл=64°C

t°_кип=774°C

КальцийКальций

40,078

4s²

1,0

Серебристо-белый металл

t°_пл=839°C

t°_кип=1487°C

СкандийСкандий

44,956

3d¹ 4s²

1,36

Серебристый металл с желтым отливом

t°_пл=1539°C

t°_кип=2832°C

ТитанТитан

47,867

3d² 4s²

1,54

Серебристо-белый металл

t°_пл=1660°C

t°_кип=3260°C

ВанадийВанадий

50,942

3d³ 4s²

1,63

Серебристо-белый металл

t°_пл=1890°C

t°_кип=3380°C

ХромХром

51,996

3d⁵ 4s¹

1,66

Голубовато-белый металл

t°_пл=1857°C

t°_кип=2482°C

МарганецМарганец

54,938

3d⁵ 4s²

1,55

Хрупкий серебристо-белый металл

t°_пл=1244°C

t°_кип=2097°C

ЖелезоЖелезо

55,845

3d⁶ 4s²

1,83

Серебристо-белый металл

t°_пл=1535°C

t°_кип=2750°C

КобальтКобальт

58,933

3d⁷ 4s²

1,88

Серебристо-белый металл

t°_пл=1495°C

t°_кип=2870°C

НикельНикель

58,693

3d⁸ 4s²

1,91

Серебристо-белый металл

t°_пл=1453°C

t°_кип=2732°C

МедьМедь

63,546

3d¹⁰ 4s¹

1,9

Золотисто-розовый металл

t°_пл=1084°C

t°_кип=2595°C

ЦинкЦинк

65,409

3d¹⁰ 4s²

1,65

Голубовато-белый металл

t°_пл=420°C

t°_кип=907°C

ГаллийГаллий

69,723

4s² 4p¹

1,81

Белый металл с голубоватым оттенком

t°_пл=30°C

t°_кип=2403°C

ГерманийГерманий

72,64

4s² 4p²

2,0

Светло-серый полуметалл

t°_пл=937°C

t°_кип=2830°C

МышьякМышьяк

74,922

4s² 4p³

2,18

Зеленоватый полуметалл

t°_субл=613°C

(сублимация)

СеленСелен

78,96

4s² 4p⁴

2,55

Хрупкий черный минерал

t°_пл=217°C

t°_кип=685°C

БромБром

79,904

4s² 4p⁵

2,96

Красно-бурая едкая жидкость

t°_пл=-7°C

t°_кип=59°C

КриптонКриптон

83,798

4s² 4p⁶

3,0

Бесцветный газ

t°_пл=-157°C

t°_кип=-152°C

РубидийРубидий

85,468

5s¹

0,82

Серебристо-белый металл

t°_пл=39°C

t°_кип=688°C

СтронцийСтронций

87,62

5s²

0,95

Серебристо-белый металл

t°_пл=769°C

t°_кип=1384°C

ИттрийИттрий

88,906

4d¹ 5s²

1,22

Серебристо-белый металл

t°_пл=1523°C

t°_кип=3337°C

ЦирконийЦирконий

91,224

4d² 5s²

1,33

Серебристо-белый металл

t°_пл=1852°C

t°_кип=4377°C

НиобийНиобий

92,906

4d⁴ 5s¹

1,6

Блестящий серебристый металл

t°_пл=2468°C

t°_кип=4927°C

МолибденМолибден

95,94

4d⁵ 5s¹

2,16

Блестящий серебристый металл

t°_пл=2617°C

t°_кип=5560°C

ТехнецийТехнеций

98,906

4d⁶ 5s¹

1,9

Синтетический радиоактивный металл

t°_пл=2172°C

t°_кип=5030°C

РутенийРутений

101,07

4d⁷ 5s¹

2,2

Серебристо-белый металл

t°_пл=2310°C

t°_кип=3900°C

РодийРодий

102,91

4d⁸ 5s¹

2,28

Серебристо-белый металл

t°_пл=1966°C

t°_кип=3727°C

Про кислород: Сколько килограммов газа в 50-литровом баллоне?

ПалладийПалладий

106,42

4d¹⁰

2,2

Мягкий серебристо-белый металл

t°_пл=1552°C

t°_кип=3140°C

СереброСеребро

107,87

4d¹⁰ 5s¹

1,93

Серебристо-белый металл

t°_пл=962°C

t°_кип=2212°C

КадмийКадмий

112,41

4d¹⁰ 5s²

1,69

Серебристо-серый металл

t°_пл=321°C

t°_кип=765°C

ИндийИндий

114,82

5s² 5p¹

1,78

Мягкий серебристо-белый металл

t°_пл=156°C

t°_кип=2080°C

ОловоОлово

118,71

5s² 5p²

1,96

Мягкий серебристо-белый металл

t°_пл=232°C

t°_кип=2270°C

СурьмаСурьма

121,76

5s² 5p³

2,05

Серебристо-белый полуметалл

t°_пл=631°C

t°_кип=1750°C

ТеллурТеллур

127,60

5s² 5p⁴

2,1

Серебристый блестящий полуметалл

t°_пл=450°C

t°_кип=990°C

ИодИод

126,90

5s² 5p⁵

2,66

Черно-серые кристаллы

t°_пл=114°C

t°_кип=184°C

КсенонКсенон

131,29

5s² 5p⁶

2,6

Бесцветный газ

t°_пл=-112°C

t°_кип=-107°C

ЦезийЦезий

132,91

6s¹

0,79

Мягкий серебристо-желтый металл

t°_пл=28°C

t°_кип=690°C

БарийБарий

137,33

6s²

0,89

Серебристо-белый металл

t°_пл=725°C

t°_кип=1640°C

ЛантанЛантан

138,91

5d¹ 6s²

1,1

Серебристый металл

t°_пл=920°C

t°_кип=3454°C

ЦерийЦерий

140,12

f-элемент

Серебристый металл

t°_пл=798°C

t°_кип=3257°C

ПразеодимПразеодим

140,91

f-элемент

Серебристый металл

t°_пл=931°C

t°_кип=3212°C

НеодимНеодим

144,24

f-элемент

Серебристый металл

t°_пл=1010°C

t°_кип=3127°C

ПрометийПрометий

146,92

f-элемент

Светло-серый радиоактивный металл

t°_пл=1080°C

t°_кип=2730°C

СамарийСамарий

150,36

f-элемент

Серебристый металл

t°_пл=1072°C

t°_кип=1778°C

ЕвропийЕвропий

151,96

f-элемент

Серебристый металл

t°_пл=822°C

t°_кип=1597°C

ГадолинийГадолиний

157,25

f-элемент

Серебристый металл

t°_пл=1311°C

t°_кип=3233°C

ТербийТербий

158,93

f-элемент

Серебристый металл

t°_пл=1360°C

t°_кип=3041°C

ДиспрозийДиспрозий

162,50

f-элемент

Серебристый металл

t°_пл=1409°C

t°_кип=2335°C

ХольмийХольмий

164,93

f-элемент

Серебристый металл

t°_пл=1470°C

t°_кип=2720°C

ЭрбийЭрбий

167,26

f-элемент

Серебристый металл

t°_пл=1522°C

t°_кип=2510°C

ТулийТулий

168,93

f-элемент

Серебристый металл

t°_пл=1545°C

t°_кип=1727°C

ИттербийИттербий

173,04

f-элемент

Серебристый металл

t°_пл=824°C

t°_кип=1193°C

ЛютецийЛютеций

174,96

f-элемент

Серебристый металл

t°_пл=1656°C

t°_кип=3315°C

ГафнийГафний

178,49

5d² 6s²

Серебристый металл

t°_пл=2150°C

t°_кип=5400°C

ТанталТантал

180,95

5d³ 6s²

Серый металл

t°_пл=2996°C

t°_кип=5425°C

ВольфрамВольфрам

183,84

5d⁴ 6s²

2,36

Серый металл

t°_пл=3407°C

t°_кип=5927°C

РенийРений

186,21

5d⁵ 6s²

Серебристо-белый металл

t°_пл=3180°C

t°_кип=5873°C

ОсмийОсмий

190,23

5d⁶ 6s²

Серебристый металл с голубоватым оттенком

t°_пл=3045°C

t°_кип=5027°C

ИрридийИрридий

192,22

5d⁷ 6s²

Серебристый металл

t°_пл=2410°C

t°_кип=4130°C

ПлатинаПлатина

195,08

5d⁹ 6s¹

2,28

Мягкий серебристо-белый металл

t°_пл=1772°C

t°_кип=3827°C

ЗолотоЗолото

196,97

5d¹⁰ 6s¹

2,54

Мягкий блестящий желтый металл

t°_пл=1064°C

t°_кип=2940°C

РтутьРтуть

200,59

5d¹⁰ 6s²

2,0

Жидкий серебристо-белый металл

t°_пл=-39°C

t°_кип=357°C

ТаллийТаллий

204,38

6s² 6p¹

Серебристый металл

t°_пл=304°C

t°_кип=1457°C

СвинецСвинец

207,2

6s² 6p²

2,33

Серый металл с синеватым оттенком

t°_пл=328°C

t°_кип=1740°C

ВисмутВисмут

208,98

6s² 6p³

Блестящий серебристый металл

t°_пл=271°C

t°_кип=1560°C

ПолонийПолоний

208,98

6s² 6p⁴

Мягкий серебристо-белый металл

t°_пл=254°C

t°_кип=962°C

АстатАстат

209,98

6s² 6p⁵

2,2

Нестабильный элемент, отсутствует в природе

t°_пл=302°C

t°_кип=337°C

РадонРадон

222,02

6s² 6p⁶

2,2

Радиоактивный газ

t°_пл=-71°C

t°_кип=-62°C

ФранцийФранций

223,02

7s¹

0,7

Нестабильный элемент, отсутствует в природе

t°_пл=27°C

t°_кип=677°C

РадийРадий

226,03

7s²

0,9

Серебристо-белый радиоактивный металл

t°_пл=700°C

t°_кип=1140°C

АктинийАктиний

227,03

6d¹ 7s²

1,1

Серебристо-белый радиоактивный металл

t°_пл=1047°C

t°_кип=3197°C

ТорийТорий

232,04

f-элемент

Серый мягкий металл

ПротактинийПротактиний

231,04

f-элемент

Серебристо-белый радиоактивный металл

УранУран

238,03

f-элемент

1,38

Серебристо-белый металл

t°_пл=1132°C

t°_кип=3818°C

НептунийНептуний

237,05

f-элемент

Серебристо-белый радиоактивный металл

ПлутонийПлутоний

244,06

f-элемент

Серебристо-белый радиоактивный металл

АмерицийАмериций

243,06

f-элемент

Серебристо-белый радиоактивный металл

КюрийКюрий

247,07

f-элемент

Серебристо-белый радиоактивный металл

БерклийБерклий

247,07

f-элемент

Серебристо-белый радиоактивный металл

КалифорнийКалифорний

251,08

f-элемент

Нестабильный элемент, отсутствует в природе

ЭйнштейнийЭйнштейний

252,08

f-элемент

Нестабильный элемент, отсутствует в природе

100

ФермийФермий

257,10

f-элемент

Нестабильный элемент, отсутствует в природе

101

МенделевийМенделевий

258,10

f-элемент

Нестабильный элемент, отсутствует в природе

102

НобелийНобелий

259,10

f-элемент

Нестабильный элемент, отсутствует в природе

103

ЛоуренсийЛоуренсий

266

f-элемент

Нестабильный элемент, отсутствует в природе

104

РезерфордийРезерфордий

267

6d² 7s²

Нестабильный элемент, отсутствует в природе

105

ДубнийДубний

268

6d³ 7s²

Нестабильный элемент, отсутствует в природе

106

СиборгийСиборгий

269

6d⁴ 7s²

Нестабильный элемент, отсутствует в природе

107

БорийБорий

270

6d⁵ 7s²

Нестабильный элемент, отсутствует в природе

108

ХассийХассий

277

6d⁶ 7s²

Нестабильный элемент, отсутствует в природе

109

МейтнерийМейтнерий

278

6d⁷ 7s²

Нестабильный элемент, отсутствует в природе

110

ДармштадтийДармштадтий

281

6d⁹ 7s¹

Нестабильный элемент, отсутствует в природе

Металлы

Неметаллы

Щелочные

Щелоч-зем

Благородные

Галогены

Халькогены

Полуметаллы

s-элементы

p-элементы

d-элементы

f-элементы

Наведите курсор на ячейку элемента, чтобы получить его краткое описание.

Чтобы получить подробное описание элемента, кликните по его названию.

Способы получения кислорода

В
природе

Кислород образуется в процессе фотосинтеза:

mCО2 nH2O → mO2 Сm(H2O)n

Промышленный способ

Разделение жидкого воздуха на О₂и N₂ (ректификация);

2H2O → 2Н2↑ О2↑

Лабораторный
способ

термическое окислительно-восстановительное разложение солей:

2КСlO3 = 3О2↑ 2KCI

2КМпO4 = О2↑ МпО2 К2МпО4↑

2KNO3 = О2↑ 2KNО2

2Cu(NO3)O2 = О2↑ 4NО2↑ 2CuO

2AgNO3 = О2↑ 2NО2↑ 2Ag

2H2O2 = 2H2O O2 (kt — MnO2)

2HgO = 2Hg O2

Для автономного дыхания кислород получают в герметически замкнутых помещениях и в аппаратах при помощи реакции:

2Na2O2 2СO2 = О2↑ 2Na2CO3

Способы получения серы

Промышленный способ

Извлечение самородной серы из ее месторождений или
вулканов
Получение серы из серной руды с помощью пароводяного,
фильтрационного, термического, центрифугального и экстракционного методов.
Переработка природных газов, содержащих H₂S и их окисление при недостатке О₂.

Лабораторный
способ

Взаимодействие SО₂ и H₂S в водном растворе:

SО2 2H2S = 3S↓ 2H2О

Неполное окисление сероводорода:

2H2S SO2 → 3S 2H2O

Химические свойства кислорода

Кислород — сильный окислитель, уступающий по химической активности только фтору.

Вступает во
взаимодействия со всеми элементами, кроме инертных газов (Не, Ne и Аг). Со
многими простыми веществами реагирует непосредственно при обычных условиях или
при нагревании или в присутствии катализаторов (кроме Au, Pt, Hal2, благородные газы).

Большинство реакций с участием О2 экзотермичны, часто часто сопровождаются горением, иногда — взрывом.

Взаимодействие с простыми веществами

С металлами

Кислород взаимодействует с металлами, с образованием оксидов металлов:

Me О2 = МеxOy оксиды

4Li О2 = 2Li2O оксид лития

2Na О2 = Na2О2 пероксид натрия

К О2 = КО2 супероксид калия

С железом образуется смесь оксидов:

3Fe 2O2 =
Fe3O4 (Fe2O3*FeO)

С марганцем образуется диоксид марганца:

Mn O2 = MnO2

С неметаллами

При
взаимодействии с неметаллами (кроме фтора и инертных газов) образуются оксиды,
со степенью окисления кислорода – 2:

Si O2 = SiO2 (t=400-5000С)

С О2(изб) = СО2; С О2(нед) =
СО

N2 О2 = 2NO — Q

S О2 = SО2;

4Р 5О2 = 2Р2О5

Окисление сложных веществ

Горение сульфидов

4FeS2 11O2 = 2Fe2O3 8SO2

Горение водородных соединений

4HI О2 = 2I2 2Н2O

2H2S 3O2 = 2SO2
2H2O

CH4
2O2 = CO2 2H2O

Окисление
оксидов

Кислород окисляет
входящие в оксид элементы до более высокой степени окисления:

4FeO О2 = 2Fe2О3

2SО2 О2 = 2SО3

4NО2 О2 2H2O = 4HNО3

Окисление гидроксидов и солей

Окисление гидроксидов и солей в водных растворах происходит, если исходное вещество неустойчиво на воздухе:

2HNO2 O2 = 2HNO3

4Fe(OH)2 O2 2H2O
= 4Fe(OH)3

Окисление аммиака

В отсутствие катализатора при окислении аммиака кислородом образуется азот, а в присутствии катализатора — оксида азота(II):

4NH3 3О2 =2N2 6Н2O

4NH3 5О2 = 4NO 6Н2O

Окисление
фосфина

На
воздухе самопроизвольно воспламеняется:

2PH3 4О2 = P2О5 3Н2O

Окисление
силана

На воздухе он самовоспламеняется (часто
со взрывом) с образованием SiO2 и H2O:

SiH4 2О2 = SiО2 2Н2O

Окисление органических веществ

CxHy О2 = CО2 Н2O

Продукты
окисления различных элементов, входящих в молекулы органических соединений:

С → CO2

Н → Н2O

Hal → Hal2

N → N2

P → P2O5

S → SO2

Например:

2C2H5 4О2 = 4CО2 5Н2O

C2H5Сl 3О2 = 2CО2 2Н2O HCl

2C2H5NH2 8,5О2 = 4CО2 7Н2O N2

Кроме горения возможны также реакции неполного окисления:

СН3-СН2-СН2-СН3 3O2 → 2СН3-СOOH 2H2O

окисление первичных спиртов до альдегидов, вторичных – до кетонов:

окисление альдегидов до кислот:

Химические свойства серы

При
обычных температуре и давлении химическая активность серы небольшая. При
нагревании сера довольно активна, и проявляет свойства как окислителя, так и восстановителя.

Свойства окислителя сера проявляет при взаимодействии с элементами, расположенными ниже и левее в Периодической системе, а свойства восстановителя — с элементами, расположенными выше и правее в Периодической системе.

Непосредственно сера не взаимодействует с азотом и йодом.

Взаимодействие с простыми веществами

С
кислородом

Горение серы на воздухе с образованием оксида серы (IV):

S O2 → SO2

В присутствии
катализаторов:

2S 3O2 = 2SO3

С водородом

С водородом сера вступает
в реакцию при нагревании, образуя сероводород:

S H2 → H2S

С
галогенами

При
взаимодействии со всеми галогенами, кроме йода образуются галогениды:

S Cl2 → SCl2 (S2Cl2)

S 3F2 → SF6

С
фосфором

Взаимодействие серы с фосфором приводит к образованию сульфидовфосфора

2P 3S → P2S3

2P 5S → P2S5

С углеродом

В реакции серы суглеродомобразуется сероуглерод:

2S C → CS2

С металлами

При
взаимодействии с металлами сера выступает
в качестве окислителя, образуя сульфиды.

Щелочные металлы реагируют с серой без нагревания, остальные металлы (кроме золота Au и платины Pt) –при нагревании:

S Fe → FeS

S Hg → HgS

3S 2Al → Al2S3

S Сu = CuS

S 2Ag = Ag2S

Взаимодействие со сложными веществами

С водой

Сера вступает в реакцию диспропорционирования
с перегретым паром:

S H2O (пар) → 2H2S SO2

С окислителями

В реакциях с окислителями сера окисляется до оксида серы (IV) SO2 или до серной кислоты H2SO4 при протекании реакции в растворе:

S 2HNO3(разб.) = H2SO4 2NO↑

S 6HNO3(конц.) → H2SO4 6NO2↑ 2H2O

S 2H2SO4(конц.)→ 3SO2↑ 2H2O

S 2KClO3 → 3SO2↑ 2KCl

S К2Сr2O7 = Сr2O3 K2SO4

S Na2SO3 → Na2S2O3

С щелочами

При взаимодействии с щелочами сера диспропорционирует до сульфита и сульфида:

S NaOH → Na2SO3 Na2S H2O

Чистый серный ангидрид

Чистый серный ангидрид представляет собой бесцветную легкоподвижную жидкость уд. веса 1,92, кипящую при 44,8° и застывающую при 16,8° в кристаллическую прозрачную массу. При хранении, особенно в присутствии следов влаги, это вещество видоизменяется, превращаясь в длинные шелковистые кристаллы, которые при 50°, не плавясь, возгоняются.

Серный ангидрид жадно соединяется с водой, выделяя большое количество тепла и образуя серную кислоту:

SO3 Н2О = H2SO4 21 ккал

124 125126

Вы читаете, статья на тему Серный ангидрид SO3