Як із сірки отримати оксид сірки 2

0 Comments

Оксид сірки в природі і житті людини

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

Що являє собою речовина

Оксид сірки – це сполука простих речовин, сірки і кисню. Існує три форми оксидів сірки, що відрізняються між собою ступенем проявленої валентності S, а саме: SO (монооксид, моноокис сірки), SO2 (сірчаний діоксид або сірчистий газ) і SO3 (тріоксид або ангідрид сірки). Всі перелічені варіації оксидів сірки мають схожі як хімічні, так і фізичні характеристики.

Загальні дані про моноокисид сірки

Двовалентний сірчаний монооксид, або інакше сірчана моноокис – це неорганічна речовина, що складається з двох простих елементів – сірки і кисню. Формула – SO. В умовах нормальної обстановки є газом без кольору, але з різким і специфічним запахом. Вступає в реакції з водним розчином. Досить рідкісна сполука в земній атмосфері. До впливу температур нестійкий, існує в дімерній формі – S2O2. Іноді здатний, взаємодіючи з киснем, в результаті реакції утворювати діоксид сірки. Солей не утворює.

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

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

Загальні дані про сірчистий газ

Оксид сірки – чергова форма оксидів сірки з хімічною формулою SO2. Має неприємний специфічний запах і не має кольору. Піддаючись тиску, може запалюватися при кімнатній температурі. При розчиненні у воді утворює нестійку сірчисту кислоту. Може розчинятися в розчинах етанолу і сірчаної кислоти. Є компонентом вулканічного газу.

У промисловості отримують спалюванням сірки або випалом її сульфідів:

У лабораторіях, як правило, SO2 отримують за допомогою сульфітів і гідросульфітів, піддаючи їх впливу сильної кислоти, а також впливу на метали з маленьким ступенем активності концентрованої H2SO4.

Як і інші сірчані оксиди, SO2 є кислотним оксидом. Взаємодіючи з лужами, утворюючи різні сульфити, вступає в реакції з водою, створюючи сірчану кислоту.

SO2 надзвичайно активний, і це яскраво виражається в його відновлювальних властивостях, де окислювальний ступінь оксиду сірки зростає. Може виявляти властивості окислювача, якщо на нього впливає сильний відновитель. Останню характерну особливість використовують для виробництва фосфорнуватистої кислоти, або для відокремлення S від газів металургійної області діяльності.

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

SO2 – досить токсичне з ‘єднання. Характерні симптоми, що вказують на отруєння ним, – це відкашлювання, поява проблем з диханням, як правило, у вигляді нежитю, охриплості, поява незвичайного присмаку і першіння в горлі. Вдихання такого газу може викликати задуху, порушення мовленнєвої здатності єзіду, блювоту, утруднення процесу ковтання, а також легеневий набряк в гострій формі. Максимально допустимою концентрацією цієї речовини в робочому приміщенні є 10мг/м3. Однак у різних людей організм може проявляти і різну чутливість до сірчистого газу.

Загальні дані про сірчаний ангідрид

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

Детальний розбір вищого оксиду

При окисленні SO2 повітрям під впливом високих температур, необхідною умовою є наявність каталізатора, наприклад V2O5, Fe2O3, NaVO3 або Pt.

Термічне розкладання сульфатів або взаємодія озону і SO2:

Окислення SO2 за допомогою NO2:

До фізичних якісних характеристик належать: наявність у стані газу плоскої будови, тригонального типу і D3h симетрії, під час переходу від газу до кристала або рідини утворює т^ циклічного характеру і зигзагоподібний ланцюг, має ковалентний полярний зв ‘язок.

У твердій формі SO3 зустрічається в альфа, бета, гамма і сигма формах, при цьому він має, відповідно, різну температуру плавлення, ступінь прояву полімерізації і різноманітну кристалічну форму. Існування такої кількості видів SO3 обумовлено утворенням зв ‘язків донорно-акцепторного типу.

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

Здатність взаємодіяти з підставами та оксидами:

Вищий сірчаний оксид SO3 має досить велику активність і створює сірчану кислоту, взаємодіючи з водою:

Вступає в реакції взаємодії з хлороводнем і утворює хлоросульфатну кислоту:

Для оксиду сірки характерним є прояв сильних окислювальних властивостей.

Застосування сірчаний ангідрид знаходить у створенні сірчаної кислоти. Невелика його кількість виділяється в навколишнє середовище під час використання сірчаних шашок. SO3, утворюючи сірчану кислоту після взаємодії з вологою поверхнею, знищує різноманітні небезпечні організми, наприклад грибки.

Підбиваючи підсумки

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

Формула оксиду сірки, властивості, ризики та застосування

The оксид сірки (VI), також відомий як триоксид сірки або сірчаний ангідрид, є хімічною сполукою формули SO3. Його структура представлена ​​на малюнку 1 (EMBL-EBI, 2016).

Триоксид сірки виробляється в розбавленому газоподібному вигляді, в контактній сірчанокислої установці шляхом окислення газів, що містять діоксид сірки.

До теперішнього часу, однак, єдиний препарат чистого триоксиду сірки з газів, що містять СО3 Розведений, був пілотним процесом, який включав кріоскопічну конденсацію.

Звичайна процедура замість цього включає дистиляцію олеуму. Тепло, необхідне для дистиляції олеуму, найбільш зручно подається гарячим контактним газом з пов’язаної сірчанокислотної установки.

Його можна приготувати в лабораторії шляхом нагрівання димної сірчаної кислоти і збору субліму в охолоджений приймач. Якщо пара конденсується вище 27 ° C, то гамма-форма отримують у вигляді рідини.

Якщо пара конденсується нижче 27 ° C і в присутності сліду вологи, отримують суміш трьох форм. 3 форми можуть бути розділені фракційною перегонкою.

Фізико-хімічні властивості оксиду сірки

Триоксид сірки має форму білої голки, що перетворюється на дим у повітрі. Часто зустрічаються інгібітори для запобігання полімеризації (Національний центр інформації з біотехнології, 2017).

Його молекулярна маса становить 80,066 г / моль, її щільність становить 1,92 г / см³ г / мл, а температури плавлення і кипіння – 16,8 ºC та 44,7 ºC відповідно. (Королівське хімічне товариство, 2015).

З’єднання з’єднують з водою з вибуховою силою, утворюючи сірчану кислоту завдяки своїй кислотності. Триоксид сірки карбонізує органічні речовини.

Триоксид сірки швидко вбирає вологу, виділяючи густі білі пари. Розчини триоксиду в сірчаній кислоті називають димящей сірчаною кислотою або олеумом. (Триоксид сірки, 2016).

Реакція триоксиду сірки і дифториду кисню є дуже енергійною і вибухи відбуваються, якщо реакцію проводять у відсутність розчинника. Реакція надлишку триоксиду сірки з тетрафторетиленом призводить до вибухового розкладання фториду карбонілу та діоксиду сірки.

Реакція безводній хлорної кислоти з триоксидом сірки є насильницькою і супроводжується виділенням значної кількості тепла. Рідина триоксиду сірки бурхливо вступає в реакцію з хлоридом нітрилу навіть при 75 ° С.

Реакція триоксиду сірки та оксиду свинцю викликає білу люмінесценцію. Поєднання йоду, піридину, триоксиду сірки та формаміду розробили газ над наддувом через кілька місяців.

Це відбувається внаслідок повільного утворення сірчаної кислоти, зовнішньої води або дегідратації формаміду до ціаністого водню (SULFUR TRIOXIDE, S.F.).

Реактивність і небезпека

Триоксид сірки є стабільною сполукою, несумісною з органічними матеріалами, тонко подрібненими металами, основами, водою, ціанідами та широким спектром інших хімічних речовин.

Речовина є сильним окислювачем і бурхливо реагує з горючими і відновлювальними матеріалами і органічними сполуками, що викликають небезпеку виникнення пожежі і вибуху.

Реагує бурхливо з водою і вологим повітрям для отримання сірчаної кислоти. Розчин у воді – сильна кислота, бурхливо реагує з основами і є корозійними металами, що утворюють легкозаймистий / вибухонебезпечний газ.

З’єднання є корозійним для металів і тканин. Викликає опіки очей і шкіри. Прийом всередину викликає сильні опіки в роті, стравоході та шлунку. Пари дуже токсичні при вдиханні. (Національний інститут безпеки та гігієни праці, 2015)

У разі контакту з очима слід перевірити, чи носите контактні лінзи, і негайно видаліть їх. Очі слід промити проточною водою протягом принаймні 15 хвилин, залишаючи відкриті повіки. Можна використовувати холодну воду. Мазь не повинна використовуватися для очей.

Якщо хімічна речовина контактує з одягом, видаліть її якомога швидше, захищаючи власні руки і тіло. Помістіть жертву під душем безпеки.

Якщо хімічна речовина накопичується на відкритій шкірі потерпілого, наприклад, на руках, обережно і ретельно мийте шкіру, забруднену проточною водою і неабразивним милом. Можна використовувати холодну воду. Якщо подразнення зберігається, зверніться за медичною допомогою. Перед повторним використанням промийте забруднений одяг.

У разі інгаляції потерпілому слід дозволити відпочивати в добре провітрюваному приміщенні. Якщо інгаляція є серйозною, жертву слід якомога швидше евакуювати до безпечної зони. Ослабте щільний одяг, наприклад, комір сорочки, ремені або краватку.

Якщо потерпілому важко дихати, слід вводити кисень. Якщо потерпілий не дихає, проводиться реанімація рот в рот. Завжди беручи до уваги, що може бути небезпечно для особи, яка надає допомогу, для реанімації рот в рот, коли інгаляційний матеріал є токсичним, інфекційним або корозійним.

У всіх випадках слід негайно звернутися до лікаря (Паспорт безпеки матеріалу Триоксид сірки, 2013).

Використання

Триоксид сірки є важливим реагентом в реакціях сульфонування. Ці процеси забезпечують миючі засоби, барвники та фармацевтичні препарати. Він утворюється in situ з сірчаної кислоти або використовується як димний розчин сірчаної кислоти.

Забруднення повітря оксидами сірки є серйозною екологічною проблемою, причому щорічно викидаються в атмосферу мільйони тонн двоокису сірки та триоксиду сірки. Ці сполуки шкідливі для рослинного і тваринного світу, а також для багатьох будівельних матеріалів.

Ще однією великою проблемою є кислотні дощі. Обидва оксиду сірки розчиняються в крапельках атмосферної води, утворюючи кислотні розчини, які можуть бути дуже шкідливими при розподілі у вигляді дощу.

Вважається, що сірчана кислота є основною причиною кислотності кислотних дощів, які можуть завдати шкоди лісам і призвести до загибелі риб у багатьох озерах..

Кислотні дощі також є корозійними для металів, вапняків та інших матеріалів. Можливі шляхи вирішення цієї проблеми є дорогими через труднощі видалення сірки з вугілля та нафти перед їх спаленням (Zumdahl, 2014).

Список літератури

  1. EMBL-EBI (2016, 2 грудня). триоксид сірки. Отримано з ChEBI: ebi.ac.uk
  2. Паспорт безпеки матеріалу Триоксид сірки. (2013, 21 травня). Отримано з sciencelab: sciencelab.com
  3. Національний центр біотехнологічної інформації. (2017, 24 червня). База даних PubChem Compound; CID = 24682 . Отримано з PubChem: pubchem.ncbi.nlm.nih.gov
  4. Національний інститут охорони праці. (2015, 22 липня). ТРІОКСИД СЕРІЇ. Отримано з cdc.gov: cdc.gov
  5. Королівське хімічне товариство. (2015). Триоксид сірки. Отримано з chemspider: chemspider.com
  6. Триоксид сірки. (2016). Отримано з chemicalbook: chemicalbook.com.
  7. ТРІОКСИД СЕРІЇ. (S.F.). Отримано з CAMEO: cameochemicals.noaa.gov.
  8. Zumdahl, S. S. (2014, 13 лютого). Отримано з Британії: britannica.com.

9.8: Оксиди та оксикислоти сірки

Альтернативні написання сірчаної та сірчаної кислот засновані на традиційному британському написанні сірки, тобто сірчаної та сірчаної кислоти.

Розчини діоксиду сірки і сірчистої кислоти

Згоряння сірки призводить до утворення газоподібного діоксиду сірки (9.8.1). \[ \rm S + O_2 \rightarrow SO_2\] Вигнута структура SO 2 показана на малюнку \(\PageIndex\) , і як наслідок гібридизації sp 2 молекула є полярною. Малюнок \(\PageIndex\) : Будова діоксиду сірки. Скромна температура кипіння SO 2 (-10° C) означає, що він легко розріджується і легко зберігається у вигляді рідини при кімнатній температурі під невеликим тиском. Рідина пов’язана дипольно-дипольними атракціонами через полярну природу SO 2. Рідина SO 2 є хорошим розчинником завдяки полярності молекули; як наслідок вона легко солюбалізує полярні сполуки і солі. Вона зручна ще й тим, що легко видаляється з продуктів реакції шляхом випаровування. Діоксид сірки розчинний у воді, утворюючи водні розчини, де більша частина SO 2 підтримується у вигляді гідрату, пов’язаної з воднем, аналогічно тому, що спостерігається для водних розчинів вуглекислого газу. При рівновазі в нейтральній воді (без доданої основи) невелика фракція реагує, щоб отримати суміш бісульфіту (HSO 3 – , рис. \(\PageIndex\) А) і сульфіту (SO 3 2- , рис. \(\PageIndex\) b), (9.8.2). Вільної кислоти не існує. \[ \rm SO_ + H_2O \rightleftharpoons \underset<\underset> \rightleftharpoons SO_^\] Рисунок \(\PageIndex\) : Структури (а) бісульфіту, (b) сульфіту, (c) дисульфіту, (d) дітіоніту та (е) тіосульфатних аніонів. Бісульфіт піддається подальшій рівновазі (9.8.3), утворюючи дисульфіт, структура якого показана на малюнку \(\PageIndex\) в. \[ \rm 2 HSO_3^- \rightleftharpoons S_2O_5^ + H_2O \] Солі цих аніонів відомі, а комплекси сульфітового іона відомі (рис. \(\PageIndex\) ), тоді як сам SO 2 може виступати лігандом до важких металів. Малюнок \(\PageIndex\) : Структурні режими координації сульфітів. Бісульфітний іон має сильні відновлювальні властивості, наприклад, (9.8.4) та (9.8.5). \[ \rm 2 Fe^ + SO_3^ + 2 OH^- \rightarrow 2 Fe^ + H_2O + SO_4^\] \[ \rm 2 MnO_4^+ + 5 SO_3^ + 6 H^+ \rightarrow 2 Mn^ + 3 H_2O + 5 SO_4^\] Бісульфіт також відновлюється цинком у присутності додаткового SO 2, (9.8.6) з утворенням високовідновного аніону дитіоніту (рис. \(\PageIndex\) d). Реакція бісульфіту з елементарною сіркою дає тіосульфат-аніон (рис. \(\PageIndex\) е), (9.8.7) f. \[ \rm SO_3^ + SO_2 \xrightarrow S_2O_4^\] \[ \rm SO_3^ + S \rightarrow S_2O_3^\]

Тріоксид сірки і сірчана кислота

Окислення діоксиду сірки в присутності каталізатора (наприклад, платини) дає триоксид сірки (9,8,8), який може конденсуватися в рідину при кімнатній температурі (Bp = 45° C). \[ \rm 2 SO_2 + O_2 \xrightarrow 2 SO_3\] Рідкий SO 3 існує у вигляді суміші мономера і тримерів (рис. \(\PageIndex\) А і 4b), тоді як тверда речовина (Mp = 16,9° \(\PageIndex\) C) утворює полімери (рис. С). Рисунок \(\PageIndex\) : Будова (а) мономерного, (б) тримерного та (в) полімерного триоксиду сірки. Реакція СО 3 з водою призводить до утворення сірчаної кислоти H 2 SO 4, як в’язкої, пов’язаної з воднем рідини. Сірчана кислота – сильна пронова кислота, яка в розведених розчинами (у воді) реагує як двоосновна кислота, (9,8,9), утворюючи бісульфатні (HSO 4 – ) і сульфатні (SO 4 2- ) аніони. Велика кількість солей відомо для обох аніонів. Крім того, сульфат, як відомо, діє як монодентатний або бідентатний ліганд в координаційних комплексах. \[ \rm H_2SO_4 \xrightleftharpoons[+ H^+] HSO_4^- \xrightleftharpoons[+ H^+] SO_4^\] Розчинення SO 3 в концентрованій сірчаній кислоті дає дуже корозійну, димить сірчану кислоту, яка містить деяку кількість піросірчаної кислоти, (9.8.10). \[ \rm H_2SO_4 + SO_3 \rightleftharpoons H_2S_2O_7\]

ПОПЕРЕДЖЕННЯ

Корозійні властивості сірчаної кислоти підкреслюються її високоекзотермічною реакцією з водою. Опіки від сірчаної кислоти потенційно більш серйозні, ніж опіки порівнянних сильних кислот (наприклад, соляної кислоти), оскільки є додаткове пошкодження тканин через зневоднення і особливо вторинне термічне пошкодження через тепло, що виділяється реакцією з водою.

Сірка як джерело забруднення атмосфери і кислотних дощів

Діоксид сірки утворюється як забруднювач при згорянні сірковмісних палив, зокрема вугілля. Хоча викид SO 2 сам по собі призводить до занепокоєння, саме його перетворення в сірчану кислоту у вигляді кислотних дощів викликає занепокоєння протягом декількох десятиліть. Шляхи утворення сірчаної кислоти в атмосфері залежать від того, чи відбувається реакція в сухій атмосфері або в хмарах і дощі.

Газоподібні реакції в сухій атмосфері

У сухій атмосфері газоподібний діоксид сірки реагує з гідроксидним радикалом (утвореним фотохімічним розкладанням озону, (9.8.11) і (9.8.12), в присутності нереактивної молекули газу, такої як азот, (9.8.12). Утворена таким чином сірчиста кислота реагує з киснем з утворенням триоксиду сірки (9.8.13), який реагує з водою з утворенням сірчаної кислоти, (9.8.14). \[ \rm O_3 + h\nu \rightarrow O* + O_2\] \[ \rm O* + H_2O \rightarrow 2 HO\cdot\] \[ \rm HSO_3 + O_2 \rightarrow HO_2 + SO_3\] \[ \rm SO_3 + H_2O \rightarrow H_2SO_4\] Вимірювання показують, що коефіцієнт перетворення SO 2 в H 2 SO 4 становить 4% на годину в ясний сонячний день, але швидкість повільніша протягом зими.

Рідкі фазові реакції в хмарах і дощі

У рідкій фазі СО 2 реагує безпосередньо з водою, (9.8.15). Бісульфіт (HSO 3 – ) окислюється перекисом водню, утворюючи утворюючий розчин бісульфату (HSO 4 – ), (9.8.16). \[ \rm 2 SO_2 + 2 H_2O \rightarrow SO_3^ + HSO_3^- + 3 H^+\] \[ \rm HSO_3^- + H_2O_2 \rightarrow HSO_4^- + H_2O\] Водорозчинна перекис водню утворюється при окисленні води, (9.8.17). \[ \rm HO_2 + HO_2 \rightarrow H_2O_2 + O_2\] Радикал HO 2 утворюється шляхом фотолізу органічних карбонільних сполук, наприклад, формальдегіду в (9.8.18) і (9.8.19). \[ \rm H_2\text + h\nu \rightarrow H\cdot + HCO\cdot\] \[ \rm HCO + O_2 \rightarrow HO_2 + CO\] Коефіцієнт конверсії не залежить від рН, дуже швидкий: майже 100% на годину влітку. Однак перетворення обмежується постачанням перекису водню, який часто присутній у значно нижчих рівнях, ніж SO 2. Таким чином, скорочення викидів діоксиду сірки не завжди корелює зі зменшенням відкладення мокрої кислоти.