Оксиды серы SO2 и SO3 (Елена Анисимова Учебник По Биохи) / Проза.ру

Кислород и его свойства

Нахождение в природе. Кислород — самый распространенный на Земле элемент. Он составляет 47,2% от массы земной коры. Его содержание в воздухе составляет 20,95% по объему или 23,15% по массе. Кислород входит в состав воды, горных пород, многих минералов и солей, содержится в белках, жирах и углеводах, из которых состоят живые организмы.

Получение. В лабораторных условиях кислород получают либо электролизом водного раствора гидроксида натрия (электроды никелевые), либо разложением при нагревании бертолетовой соли (хлората калия) или перманганата калия. Разложение хлората калия

значительно ускоряется в присутствии оксида марганца (IV) МnO2:

Очень чистый кислород получается при разложении перманганата калия:

В промышленности кислород получают из жидкого воздуха, а также при получении водорода электролизом воды. Кислород хранят и перевозят в стальных баллонах под давлением до 15 МПа (мегапаскаль).

Физические свойства. Кислород — газ без цвета, вкуса и запаха, немного тяжелее воздуха. В воде мало растворим (в 1 л воды при 20°С растворяется 31 мл кислорода). При температуре —183°С и давлении 101,325 кПа кислород переходит в жидкое состояние. Жидкий кислород имеет голубоватый цвет, втягивается в магнитное поле. Природный кислород содержит три изотопа: Химические свойства. Для завершения внешнего электронного уровня атому кислорода не хватает двух электронов. Энергично принимая их, кислород проявляет степень окисления ₂ и O₂F₂) общие электронные пары смещены к фтору, как к более электроотрицательному элементу. В этом случае степени окисления кислорода соответственно равны 2 и 1, а фтора

Молекула кислорода состоит из двух атомов О2. Химическая связь в ней — ковалентная неполярная.

Молекула озона состоит из трех атомов кислорода O3. Озон — это аллотропная модификация элемента кислорода. Хотя кислород и озон образованы одним и тем же элементом, свойства их различны. Озон — газ с характерным запахом. Разрушает органические вещества, окисляет многие металлы, в том числе золото и платину.

Озон производит белящее и дезинфицирующее действие.

Важнейшее химическое свойство кислорода — способность образовывать оксиды почти со всеми элементами (для первых трех благородных газов оксиды не получены). При этом с большинством веществ кислород реагирует непосредственно, особенно при нагревании. Например:

Кислород не взаимодействует непосредственно с галогенами, золотом и платиной, их оксиды получаются косвенным путем.

Сложные вещества при определенных условиях также взаимодействуют с кислородом. При этом образуются оксиды, а в некоторых случаях — оксиды и простые вещества. Например;

Кислород как окислитель. По величине относительной электроотрицательности кислород является вторым элементом (х=3,50, см. табл. 2.2). Поэтому в химических реакциях как с простыми, так и со сложными веществами он является окислителем, так как принимает электроны. С другой стороны (как следует из реакций а, б, в) кальций, углерод со степенью окисления ₂Н₂ и NH₃ являются восстановителями.

Горение, ржавление, гниение и дыхание протекают при участии кислорода. Это окислительно-восстановительные процессы.

Интенсификация химических и металлургических процессов. Процессы окисления протекают интенсивнее в кислороде, чем на воздухе. Это подтверждают простые опыты: горение угля, серы, стальной проволоки в кислороде.

Для ускорения процессов окисления вместо обыкновенного воздуха применяют кислород или воздух, обогащенный кислородом. Кислород используется для интенсификации окислительных процессов в химической промышленности (производство азотной и серной кислот, искусственного жидкого топлива, смазочных масел и других веществ).

Кислород — эффективное средство интенсификации металлургических процессов. При продувании в доменную печь воздуха, обогащенного кислородом, значительно повышается температура пламени, в результате чего ускоряется процесс плавки и увеличивается производительность печи.

Еще больший эффект получается при полной или частичной замене воздуха кислородом в сталеплавильном производстве — мартеновском и бессемеровском процессах: происходит не только интенсификация этих процессов, но и улучшение качества получаемых сталей.

Применение. Металлургическая промышленность расходует довольно много кислорода. Кислород применяется для получения высоких температур. Температура кислородно-ацетиленового пламени достигает 3500°С, кислородно-водородного — 3000°С.

В медицине кислород применяется для облегчения дыхания больных (кислородные подушки и палатки). Он используется в кислородных приборах при выполнении работ в трудной для дыхания атмосфере (подземные и подводные работы, высотные и космические полеты и др.).

Общая характеристика подгруппы кислорода

В подгруппу кислорода входят пять элементов: кислород, сера, селен, теллур и полоний (полоний — радиоактивный элемент). Это р-элементы VI группы периодической системы Д. И. Менделеева. Они имеют групповое название — халькогены, что означает «образующие руды».

У атомов халькогенов одинаковое строение внешнего энергетического уровня — ns²np⁴ (п. 2, табл. 9.1). Этим объясняется сходство их химических свойств. Все халькогены в соединениях с водородом и металлами проявляют степень окисления

Таблица 9.1. Свойства элементов подгруппы кислорода

Для кислорода, как и для фтора, не типична степень окисления, равная номеру группы. Он проявляет степень окисления обычно p-подуровне два неспаренных электрона. Его электроны не могут разъединяться, поскольку отсутствует d-подуровень на внешнем (втором) уровне, т. е. отсутствуют свободные орбитали. Поэтому валентность кислорода всегда равна двум, а степень окисления —2 и 2 (например, в Н₂O и OF₂). Таковы же валентность и степени окисления у атома серы в невозбужденном состоянии. При переходе в возбужденное состояние (что имеет место при подводе энергии, например при нагревании) у атома серы сначала разъединяются Зр-, а затем 3s-электроны (показано стрелками). Число неспаренных электронов, а следовательно, и валентность в первом случае равны четырем (например, в SO₂), а во втором — шести (например, в SO₃). Очевидно, четные валентности 2, 4, 6 свойственны аналогам серы—селену, теллуру и полонию, а их степени окисления могут быть равны

Водородные соединения элементов подгруппы кислорода отвечают формуле H2R (R — символ элемента): Н2O, H2S, H2Se, Н2Те. Они называются хальководородами. При растворении их в воде образуются кислоты (формулы те же).

Сера, селен и теллур образуют одинаковые формы соединений с кислородом типа RO2 и RO3. Им соответствуют кислоты типа H2RO3 и H2RO4. С ростом порядкового номера элемента сила этих кислот убывает. Все они проявляют окислительные свойства, а кислоты типа H2RO3 также и восстановительные.

Закономерно изменяются свойства простых веществ: с увеличением заряда ядра ослабевают неметаллические и возрастают металлические свойства. Так, кислород и теллур — неметаллы, но последний обладает металлическим блеском и проводит электричество.

Оксиды серы so2 и so3 (елена анисимова учебник по биохи) / проза.ру

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

• Встречается только в виде разбавленной газовой фазы;

• после концентрирования превращается в S₂O₂ (диоксид дисульфита);

Дисульфид серы — SO₂

• 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

• 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.

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.

Про кислород:  Для чего кислород при ковиде

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 Al2O3, 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)

Серная кислота

На какие металлы не воздействует концентрированная серная кислота?

Молекулярная формула серной кислоты

Получение серной кислоты осуществляется с помощью химических реакций, протекающих по следующей схеме:

Физические свойства: Серная кислота — тяжелая бесцветная маслянистая жидкость без запаха. Плотность 96% -ной концентрированной кислоты равна 1,84 г/см3. При растворении в воде она выделяет большое количество теплоты, поэтому при ее разбавлении следует соблюдать осторожность, приливая серную кислоту к воде небольшими частями.

1.    Взаимодействует со всеми металлами, стоящими в ряду активности перед водородом, при этом образуются соли и вытесняется водород:

2.    Взаимодействует с основными и амфотерными оксидами и образует соли и воду:

3.    Взаимодействует с основаниями и образует соли и воду:

4.    Взаимодействует с солями слабых и летучих кислот и образует новые соли и новые кислоты:

Концентрированная серная кислота является очень сильным окислителем, поэтому она реагирует почти со всеми металлами, кроме серебра Ag, золота Аu и платины Pt, а также железа Fe при 100% -ной концентрации.

При этом в зависимости от активности металлов, концентрации серной кислоты и условий реакции выделяются газы

При кипячении концентрированная серная кислота взаимодействует также с неметаллами:

Концентрированная серная кислота обугливает такие вещества, как сахар, бумага, дерево и ткани, вытягивая воду из содержащейся в них целлюлозы:

Для определения серной кислоты и сульфатов на них воздействуют растворимой солью бария (хлорид бария). В результате реакции выпадает осадок белого цвета, не растворимый ни в воде, ни в азотной кислоте:

Сульфаты. Сульфат натрияСульфат кальция

Алебастр — важный строительный материал, часто используемый при строительстве объектов. В медицине гипс используется для наложения всевозможных гипсовых повязок.

Сульфат меди(Н)Железный купорос

Соли серной кислоты

Серная кислота, будучи двухосновной, образует два ряда солей: средние, называемые сульфатами, и кислые, называемые гидросульфатами. Сульфаты образуются при полной нейтрализации кислоты щелочью (на один моль кислоты приходится два моля щелочи), а гидросульфаты — при недостатке щелочи (на один моль кислоты — один моль щелочи):

Многие соли серной кислоты имеют большое практическое значение.

Качественная реакция на сульфат-ион. Большинство солей серной кислоты растворимо в воде. Соли CaSO₄ и PbSO₄ мало растворимы в воде, a BaSO₄ практически нерастворима как в воде, так и в кислотах. Это свойство позволяет использовать любую растворимую соль бария, например ВаСl₂, как реагент на серную кислоту и ее соли (точнее, на ион

или в ионной форме:

При этом выпадает белый нерастворимый в воде и кислотах осадок сульфата бария.

Услуги по химии:

1. Заказать химию
2. Заказать контрольную работу по химии
3. Помощь по химии

Лекции по химии:

1. Основные понятия и законы химии
2. Атомно-молекулярное учение
3. Периодический закон Д. И. Менделеева
4. Химическая связь
5. Скорость химических реакций
6. Растворы
7. Окислительно-восстановительные реакции
8. Дисперсные системы
9. Атомно-молекулярная теория
10. Строение атома в химии
11. Простые вещества
12. Химические соединения
13. Электролитическая диссоциация
14. Химия и электрический ток
15. Чистые вещества и смеси
16. Изменения состояния вещества
17. Атомы. Молекулы. Вещества
18. Воздух
19. Химические реакции
20. Закономерности химических реакций
21. Периодическая таблица химических элементов
22. Относительная атомная масса химических элементов
23. Химические формулы
24. Движение электронов в атомах
25. Формулы веществ и уравнения химических реакций
26. Химическая активность металлов 
27. Количество вещества
28. Стехиометрические расчёты
29. Энергия в химических реакциях
30. Вода 
31. Необратимые реакции
32. Кинетика
33. Химическое равновесие
34. Разработка новых веществ и материалов
35. Зеленая химия
36. Термохимия
37. Правило фаз Гиббса
38. Диаграммы растворимости
39. Законы Рауля
40. Растворы электролитов
41. Гидролиз солей и нейтрализация
42. Растворимость электролитов
43. Электрохимические процессы
44. Электрохимия
45. Кинетика химических реакций
46. Катализ
47. Строение вещества в химии
48. Строение твердого тела и жидкости
49. Протекание химических реакций
50. Комплексные соединения

Лекции по неорганической химии:

1. Важнейшие классы неорганических соединений
2. Водород и галогены
3. Подгруппа азота
4. Подгруппа углерода
5. Общие свойства металлов
6. Металлы главных подгрупп
7. Металлы побочных подгрупп
8. Свойства элементов первых трёх периодов периодической системы
9. Классификация неорганических веществ
10. Углерод
11. Качественный анализ неорганических соединений
12. Металлы и сплавы
13. Металлы и неметаллы
14. Производство металлов
15. Переходные металлы
16. Элементы 1 (1А), 2 IIA и 13 IIIA групп и соединения
17. Элементы 17(VIIA), 16(VIA) 15(VA), 14(IVA) групп и их соединения
18. Важнейшие S -элементы и их соединения
19. Важнейшие d элементы и их соединения
20. Важнейшие р-элементы и их соединения
21. Производство неорганических соединений и сплавов
22. Главная подгруппа шестой группы
23. Главная подгруппа пятой группы
24. Главная подгруппа четвертой группы
25. Первая группа периодической системы
26. Вторая группа периодической системы
27. Третья группа периодической системы
28. Побочные подгруппы четвертой, пятой, шестой и седьмой групп
29. Восьмая группа периодической системы
30. Водород
31. Кислород
32. Озон
33. Водород
34. Галогены
35. Естественные семейства химических элементов и их свойства
36. Химические элементы и соединения в организме человека
37. Геологические химические соединения

Лекции по органической химии:

1. Органическая химия
2. Углеводороды
3. Кислородсодержащие органические соединения
4. Азотсодержащие органические соединения
5. Теория А. М. Бутлерова
6. Соединения ароматического ряда
7. Циклические соединения
8. Карбонильные соединения
9. Амины и аминокислоты
10. Химия живого вещества
11. Синтетические полимеры
12. Органический синтез
13. Элементы 14(IVA) группы
14. Азот и сера
15. Растворы кислот и оснований

Факторы, влияющие на скорость химической реакции

1.    Влияние концентрации реагирующих веществ на скорость химических реакций.

При изучении химических свойств кислорода в курсе химии 7 класса вы узнали, что на воздухе сера горит очень медленно, а в присутствии чистого кислорода быстро сгорает ярким пламенем.

При горении серы в присутствии чистого кислорода количество молекул кислорода, ударяющихся о поверхность серы, намного больше, чем в воздухе. Это связано с тем, что кислород занимает 21% объема воздуха.

Скорость химических реакций равна произведению концентраций веществ, участвующих в реакции. Например, для реакции А В=С v = к [А] • [В], где [А] и [В] — молярные концентрации веществ А и В, к — коэффициент пропорциональности.

2.    Влияние температуры на скорость химических реакций.

При повышении температуры скорость реакции увеличивается в 2—4 раза:

где

3.    Влияние природы веществ на скорость химической реакции.

4.    Для твердых веществ скорость реакции прямо пропорциональна поверхности веществ, вступающих в реакцию.

Рассмотрим эту зависимость на примере реакции соединения железа с серой.

Реакция Fe S = FeS протекает быстрее до строго определенной степени измельчения частиц железа. При увеличении степени измельчения частиц до порошкообразного состояния скорость реакции ослабевает, так как происходит спекание, которое снижает взаимное столкновение молекул.

5.    Влияние катализатора на скорость химической реакции.

Реакция расщепления пероксида водорода ускоряется в присутствии

МпОг Процесс получения оксида серы (VI) ускоряется в присутствии катализатора оксида ванадия (V).

— Вещества, которые ускоряют химические реакции, но сами остаются без изменений, называются катализаторами.

Ингибиторы — это вещества, которые снижают возможность веществ вступать в химическую реакцию.

Элементы знаний, умений и навыков: скорость химической реакции, концентрация, температура, температурный коэффициент скорости, столкновение молекул, катализатор, ингибитор.

Химические свойства оксида серы (iv)

Оксид серы (IV) – это типичный кислотныйоксид. За счет серы в степени окисления 4 проявляет свойства окислителяи восстановителя.

1. Как кислотный оксид, сернистый газ реагирует с щелочамии оксидами щелочных и щелочноземельных металлов.

Например, оксид серы (IV) реагирует с гидроксидом натрия. При этом образуется либо кислая соль (при избытке сернистого газа), либо средняя соль (при избытке щелочи):

SO2       2NaOH(изб)   →   Na2SO3      H2O

SO2(изб)      NaOH  → NaHSO3

Еще пример: оксид серы (IV) реагирует с основным оксидом натрия:

SO2    Na2O   →  Na2SO3 

2. При взаимодействии с водой SO2 образует сернистую кислоту. Реакция обратимая, т.к. сернистая кислота в водном растворе в значительной степени распадается на оксид и воду.

SO2     H2O   ↔  H2SO3  

3. Наиболее ярко выражены восстановительные свойства SO2. При взаимодействии с окислителями степень окисления серы повышается.

Например, оксид серы окисляется кислородом на катализаторе в жестких условиях. Реакция также сильно обратимая:

2SO2       O2    ↔  2SO3

Сернистый ангидрид обесцвечивает бромную воду:

SO2      Br2     2H2O   →  H2SO4    2HBr

Азотная кислота очень легко окисляет сернистый газ:

SO2      2HNO3   →  H2SO4      2NO2

Озон также окисляет оксид серы (IV):

SO2       O3  →   SO3    O2

Качественная реакция на сернистый газ и на сульфит-ион – обесцвечивание раствора перманганата калия:

5SO2      2H2O      2KMnO4  → 2H2SO4      2MnSO4      K2SO4    

Оксид свинца (IV) также окисляет сернистый газ:

SO2      PbO2  → PbSO4

4. В присутствии сильных восстановителей SO2  способен проявлять окислительные свойства.

Например, при взаимодействии с сероводородом сернистый газ восстанавливается до молекулярной серы:

SO2       2Н2S    →    3S    2H2O

Оксид серы (IV) окисляет угарный газ и углерод:

SO2        2CO    →   2СО2        S 

SO2      С  →   S    СO2