Химия so3 что это

Оксид серы (VI) SO₃, серный ангидрид

Взаимодействуя с кислородом, сера образует два оксида:

Молекула сернистого газа сильно полярна, угловой формы (угол между связями составляет 119°):

В таком виде молекула серного ангидрида может находиться только в газообразном состоянии.

В жидком и твердом состоянии происходит полимеризация молекул:

Физические свойства серного ангидрида:

Химические свойства серного ангидрида

Оксид серы (VI) является типичным кислотным оксидом:

Серный ангидрид очень хорошо растворяется в серной кислоте, образуя раствор, называемый олеумом:

В кислотно-восстановительных реакциях выступает в роли сильного окислителя, восстанавливаясь до сернистого ангидрида:

Получение и применение серного ангидрида

В промышленных целях серный ангидрид получают путем окисления сернистого газа в присутствии катализатора:

Серный ангидрид используют для получения серной кислоты, а также, в качестве сульфирующего и обезвоживающего реагента.

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

Код кнопки:
Политика конфиденциальности Об авторе

Источник

Оксид серы (VI)

Оксид серы (VI)

Оксид серы(VI)
Общие
Систематическое наименование	Оксид серы(VI)
Химическая формула	SO3
Отн. молек. масса	80.06 а. е. м.
Молярная масса	80.06 г/моль
Физические свойства
Плотность вещества	1.92 г/см³
Состояние (ст. усл.)	бесцветный газ
Термические свойства
Температура плавления	16,9 °C
Температура кипения	45 °C
Энтальпия (ст. усл.)	−397.77 кДж/моль
Классификация
номер CAS	[7446-11-9]

Окси́д се́ры(VI) (се́рный ангидри́д, трео́кись се́ры, се́рный га́з) SO₃ — высший оксид серы, тип химической связи: ковалентная полярная химическая связь. В обычных условиях легколетучая бесцветная жидкость с удушающим запахом. При температурах ниже 16,9 °C застывает с образованием смеси различных кристаллических модификаций твёрдого SO₃.

Находящиеся в газовой фазе молекулы SO₃ имеют плоское тригональное строение с симметрией D_3h (угол OSO = 120°, d(S-O) = 141 пм.) При переходе в жидкое и кристаллическое состояния образуются циклический тример и зигзагообразные цепи.

Твёрдый SO₃ существует в α-, β-, γ- и δ-формах, с температурами плавления соответственно 16,8, 32,5, 62,3 и 95 °С и различающихся по форме кристаллов и степени полимеризации SO₃. α-форма SO₃ состоит преимущественно из молекул тримера. Другие кристаллические формы серного ангидрида состоят из зигзагообразных цепей: изолированных у β-SO₃, соединенных в плоские сетки у γ-SO₃ или в пространственные структуры у δ-SO₃. При охлаждении из пара сначала образуется бесцветная, похожая на лёд, неустойчивая α-форма, которая постепенно переходит в присутствии влаги в устойчивую β-форму — белые «шёлковистые» кристаллы, похожие на асбест. Обратный переход β-формы в α-форму возможен только через газообразное состояние SO₃. Обе модификации на воздухе «дымят» (образуются капельки H₂SO₄) вследствие высокой гигроскопичности SO₃. Взаимный переход в другие модификации протекает очень медленно. Разнообразие форм триоксида серы связано со способностью молекул SO₃ полимеризоваться благодаря образованию донорно-акцепторных связей. Полимерные структуры SO₃ легко переходят друг в друга, и твердый SO₃ обычно состоит из смеси различных форм, относительное содержание которых зависит от условий получения серного ангидрида.

Содержание

Получение

Можно получить термическим разложением сульфатов:

Источник

Оксиды серы. Серная кислота

Сера с кислородом образует два оксида: SO₂ – оксид серы (IV) и SO₃ – оксид серы (VI).

Оксид серы (IV) — SO₂ (сернистый газ, сернистый ангидрид)

Сернистый газ – это бесцветный газ с резким запахом, ядовит. Тяжелее воздуха более чем в два раза. Хорошо растворяется в воде. При комнатной температуре в одном объёме воды растворяется около 40 объёмов сернистого газа, при этом образуется сернистая кислота H₂SO₃.

Химические свойства

Сернистый газ – типичный кислотный оксид. Он взаимодействует:

а) с основаниями, образуя два типа солей: кислые (гидросульфиты) и средние (сульфиты):

б) с основными оксидами:

Сернистая кислота существуют только в растворе, относится к двухосновным кислотам. Сернистая кислота обладает всеми общими свойствами кислот.

Окислительно – восстановительные свойства

В окислительно-восстановительных процессах сернистый газ может быть как окислителем, так и восстановителем, потому что атом серы в этом соединении имеет промежуточную степень окисления +4.

Как окислитель SO₂ реагирует с более сильными восстановителями, например с сероводородом:

Как восстановитель SO₂ реагирует с более сильными окислителями, например с кислородом в присутствии катализатора, с хлором и т.д.:

Получение

1) Сернистый газ образуется при горении серы:

2) В промышленности его получают при обжиге пирита:

3) В лаборатории сернистый газ можно получить:

а) при действии кислот на сульфиты:

б) при взаимодействии концентрированной серной кислоты с тяжелыми металлами:

Применение

Сернистый газ находит широкое применение в текстильной промышленности для отбеливания различных изделий. Кроме того, его используют в сельском хозяйстве для уничтожения вредных микроорганизмов в теплицах и погребах. В больших количествах SO₂ идет на получение серной кислоты.

Оксид серы (VI) – SO₃ (серный ангидрид)

Серный ангидрид SO₃ – это бесцветная жидкость, которая при температуре ниже 17 о С превращается в белую кристаллическую массу. Очень хорошо поглощает влагу (гигроскопичен).

Химические свойства

Как типичный кислотный оксид серный ангидрид взаимодействует:

а) с основаниями, образуя два типа солей – кислые (гидросульфиты) и средние (сульфаты):

Особым свойством SO₃ является его способность хорошо растворяться в серной кислоте. Раствор SO₃ в серной кислоте имеет название олеум.

Оксид серы (VI) характеризуется сильными окислительными свойствами (обычно восстанавливается до SO₂):

Получение и применение

Серный ангидрид образуется при окислении сернистого газа:

В чистом виде серный ангидрид практического значения не имеет. Он получается как промежуточный продукт при производстве серной кислоты.

Серная кислота H₂SO₄

Упоминания о серной кислоте впервые встречаются у арабских и европейских алхимиков. Ее получали, прокаливая на воздухе железный купорос (FeSO₄∙7H₂O): 2FeSO₄ = Fe₂O₃ + SO₃↑ + SO₂↑ либо смесь серы с селитрой: 6KNO₃ + 5S = 3K₂SO₄ + 2SO₃↑ + 3N₂↑, а выделяющиеся пары серного ангидрида конденсировали. Поглощая влагу, они превращались в олеум. В зависимости от способа приготовления H₂SO₄ называли купоросным маслом или серным маслом. В 1595 г. алхимик Андреас Либавий установил тождественность обоих веществ.

Долгое время купоросное масло не находило широкого применения. Интерес к нему сильно возрос после того, как в XVIII в. был открыт процесс получения из индиго индигокармина – устойчивого синего красителя. Первую фабрику по производству серной кислоты основали недалеко от Лондона в 1736 г. Процесс осуществляли в свинцовых камерах, на дно которых наливали воду. В верхней части камеры сжигали расплавленную смесь селитры с серой, затем туда запускали воздух. Процедуру повторяли до тех пор, пока на дне ёмкости не образовывалась кислота требуемой концентрации.

В XIX в. способ усовершенствовали: вместо селитры стали использовать азотную кислоту (она при разложении в камере даёт NO₂). Чтобы возвращать в систему нитрозные газы были сконструированы специальные башни, которые и дали название всему процессу – башенный процесс. Заводы, работающие по башенному методу, существуют и в наше время.

Серная кислота

Серная кислота – это тяжелая маслянистая жидкость без цвета и запаха, гигроскопична; хорошо растворяется в воде. При растворении концентрированной серной кислоты в воде выделяется большое количество тепла, поэтому ее надо осторожно приливать в воду (а не наоборот!) и перемешивать раствор.

Раствор серной кислоты в воде с содержанием H₂SO₄ менее 70% обычно называют разбавленной серной кислотой, а раствор более 70% — концентрированной серной кислотой.

Химические свойства

Разбавленная серная кислота проявляет все характерные свойства сильных кислот. Она реагирует:

Процесс взаимодействия ионов Ва 2+ с сульфат-ионами SO₄ 2+ приводит к образованию белого нерастворимого осадка BaSO₄. Это качественная реакция на сульфат-ион.

Окислительно – восстановительные свойства

В разбавленной серной кислоте растворяются металлы, которые в электрохимическом ряду напряжений находятся до водорода. При этом образуются сульфаты металлов и выделяется водород:

Металлы, которые в электрохимическом ряду напряжений находятся после водорода, не реагируют с разбавленной серной кислотой:

Концентрированная серная кислота является сильным окислителем, особенно при нагревании. Она окисляет многие металлы, неметаллы и некоторые органические вещества.

При взаимодействии концентрированной серной кислоты с металлами, которые в электрохимическом ряду напряжений находятся после водорода (Cu, Ag, Hg), образуются сульфаты металлов, а также продукт восстановления серной кислоты – SO₂.

Реакция серной кислоты с цинком

Более активными металлами (Zn, Al, Mg) концентрированная серная кислота может восстанавливаться до свободной серы или сероводорода. Например, при взаимодействии серной кислоты с цинком, магнием, алюминием в зависимости от концентрации кислоты одновременно могут образовываться различные продукты восстановления серной кислоты – SO₂, S, H₂S:

На холоде концентрированная серная кислота пассивирует некоторые металлы, например алюминий и железо, поэтому ее перевозят в железных цистернах:

Концентрированная серная кислота окисляет некоторые неметаллы (серу, углерод и др.), восстанавливаясь до оксида серы (IV) SO₂:

Получение и применение

Реакция серной кислоты с сахаром

В промышленности серную кислоту получают контактным способом. Процесс получения происходит в три стадии:

Полученный олеум перевозят в железных цистернах. Из олеума получают серную кислоту нужной концентрации, приливая его в воду. Это можно выразить схемой:

Серная кислота находит разнообразное применение в самых различных областях народного хозяйства. Ее используют для осушки газов, в производстве других кислот, для получения удобрений, различных красителей и лекарственных средств.

Соли серной кислоты

Железный купорос

Большинство сульфатов хорошо растворимы в воде (малорастворим CaSO₄, еще менее PbSO₄ и практически нерастворим BaSO₄). Некоторые сульфаты, содержащие кристаллизационную воду, называются купоросами:

CuSO₄ ∙ 5H₂O медный купорос

FeSO₄ ∙ 7H₂O железный купорос

Соли серной кислоты имеют все общие свойства солей. Особенным является их отношение к нагреванию.

Сульфаты активных металлов (Na, K, Ba) не разлагаются даже при 1000 о С, а других (Cu, Al, Fe) – распадаются при небольшом нагревании на оксид металла и SO₃:

Скачать:

Скачать бесплатно реферат на тему: «Производство серной кислоты контактным способом» Производство-серной-кислоты-контактным-способом.docx (239 Загрузок)

Скачать рефераты по другим темам можно здесь

*на изображении записи фотография медного купороса

Похожее

Добавить комментарий Отменить ответ

Репетитор по химии. Занятия проходят онлайн по Скайпу. По всем вопросам пишите в Ватсапп: +7 928 285 70 42

Источник

Характеристика оксида серы и его основные свойства

Оксид серы(VI) — что это такое

Оксид серы (VI) — в химии является высшим кислотным оксидом, в обычных условиях представляет собой ядовитую жидкость без цвета.

При контакте с кислородом сера образует два типа оксидов со схожими общими свойствами:

Молекула сернистого газа (оксида серы (IV)) имеет угловую форму и является полярной. Молекулярные связи образуют угол в 119°.

Молекула сернистого ангидрида (оксида серы (VI)) имеет формулу плоского треугольника, валентные углы 120° (см. рисунок)

Такой характер строения молекула серного ангидрида имеет лишь в газообразном состоянии. Для жидкого и твердого агрегатных состояний характерна полимерная структура:

Физические и химические свойства

Серный ангидрид S O 3 – при обычных условиях летучая маслянистая жидкость, обладает характерным удушающим запахом. Особенностью вещества является способность «дымить» в воздушной среде.

Физические свойства оксида серы (VI):

Оксид серы (VI) обладает химическим свойством активно поглощать влагу. В результате реакции с водой образуется серная кислота.

S O 3 + H 2 O → H 2 S O 4

Серный ангидрид представляет собой типичный кислотный оксид. По этой причине вещество взаимодействует со щелочами и основными оксидами.

Взаимодействие оксида серы (VI) с гидроксидом натрия приводит к образованию средних и кислых солей:

S O 3 + 2 N a O H ( и з б ы т о к ) → N a 2 S O 4 + H 2 O S O 3 + N a O H ( и з б ы т о к ) → N a H S O 4

Реакция оксида серы (VI) и оксида магния при нагревании:

S O 3 + M g O → M g S O 4

Серный ангидрид обладает сильными окислительными свойствами. Это связано с тем, что сера в составе вещества находится в высшей степени окисления (+6).

Взаимодействие оксида серы (VI) с восстановителями в виде йодида калия, сероводорода, фосфора:

S O 3 + 2 K I → I 2 + K 2 S O 3

3 S O 3 3 H 2 S → 4 S O 2 + H 2 O

5 S O 3 + 2 P → P 2 O 5 + 5 S O 2

Как реагирует с веществами, взаимодействие с кислородом

Как типичный кислотный оксид, серный ангидрид вступает в реакцию с основаниями и основными оксидами. В результате образуются соли.

S O 3 + 2 N a O H = N a 2 S O 4 + H 2 O S O 3 + C a O = C a S O 4

Сера в оксиде обладает степенью окисления, равной +6. Данное значение является максимальным для серы. По этой причине вещество играет роль окислителя в окислительно-восстановительных реакциях.

Взаимодействие оксида серы (VI) и кислорода сопровождается образованием пероксида сульфурила. Процесс протекает при нулевой температуре под воздействием электричества.

2 S O 3 + O 2 → 2 S O 2 O 2

Получение и применение

2 S O 2 + O 2 ↔ 2 S O 3

Сернистый газ окисляют также с помощью других окислителей, в том числе, озона или оксида азота (IV).

S O 2 + O 3 → S O 3 + O 2 S O 2 + N O 2 → S O 3 + N O

Другим методом получения серного ангидрида является разложение сульфата железа (III).

F e 2 ( S O 4 ) 3 → F e 2 O 3 + 3 S O 3

Чистый серный ангидрид не обладает практическим значением. Вещество используют в качестве промежуточного продукта для производства серной кислоты, а также как сульфирующий и обезвоживающий реагент.

Источник

Химия so3 что это

Качественная реакция на сульфат-ион:

Образование белого осадка BaSO₄ (нерастворимого в кислотах) используется для идентификации серной кислоты и растворимых сульфатов.

4. Применение серной кислоты

Самый крупный потребитель серной кислоты — производство минеральных удобрений. На 1 т P₂O₅ фосфорных удобрений расходуется 2,2-3,4 т серной кислоты, а на 1 т (NH₄)₂SO₄ — 0,75 т серной кислоты. Поэтому сернокислотные заводы стремятся строить в комплексе с заводами по производству минеральных удобрений.

Это интересно

История серной кислоты (материал взят с сайта alhimikov.net)

Джон Робак

Этот способ использовался в промышленности в течение почти двух столетий. В камерах получали кислоту с концентрацией около 65 %, впоследствии усовершенствовав сам процесс (Это сделали французский химик Гей-Люссак и английский Гловер), концентрацию довели до 78%. Однако этих концентраций для некоторых химических процессов, например, при производстве красителей не хватало.
Лишь в 1831 г. британский торговец уксусной кислотой Перегрин Филипс запатентовал экономичный процесс для производства оксида серы (VI) и концентрированной серной кислоты, который известен нам в настоящее время как контактный способ получения серной кислоты.
В 1864 году стали производить суперфосфат. В восьмидесятые годы XIX века производство серной кислоты достигло в Европе 1 млн. тонн. Основными производителями были Англия и Германия, на долю которых приходилось более 72% от мирового объема производства.

5. Применение солей серной кислоты

Железный купорос FеSО₄•7Н₂O применяли раньше для лечения чесотки, гельминтоза и опухолей желез, в настоящее время используют для борьбы с сельскохозяйственными вредителями.

Медный купорос CuSO₄•5Н₂O широко используют в сельском хозяйстве для борьбы с вредителями растений.

«Глауберова соль» (мирабилит) Nа₂SO₄•10Н₂O была получена немецким химиком И. Р. Глаубером при действии серной кислоты на хлорид натрия, в медицине ее используют как слабительное средство.

«Бариевая каша» BaSO₄ обладает способностью задерживать рентгеновские лучи в значительно большей степени, чем ткани организма. Это позволяет рентгенологам при заполнении «бариевой кашей» полых органов определить в них наличие анатомических изменений.

Гипс СаSO₄•2Н₂O находит широкое применение в строительном деле, в медицинской практике для накладывания гипсовых повязок, для изготовления гипсовых скульптур.

III. Тренажеры

IV. Задания для закрепления

№1. Осуществите превращения по схеме:

№2. Закончите уравнения практически осуществимых реакций в полном и кратком ионном виде:

№3. Запишите уравнения реакций взаимодействия разбавленной серной кислоты с магнием, гидроксидом железа (III), оксидом алюминия, нитратом бария и сульфитом калия в молекулярном, полном и кратком ионном виде.

Источник