Что такое so2 и so3

Оксиды серы SO2 и SO3

Автор текста Анисимова Е.С. Из курса лекций по химии

Оксиды серы: SO2 и SO3

Атомы, элементы
1. В природе есть атомы, а в атомах есть протоны.
2. О. – Атомы с восемью протонами называются атомами кислорода (атомами химического элемента кислород).
3. Не путать атом кислорода с веществом «кислород», которым люди дышат:
дышат люди молекулами кислорода, которые состоят из двух атомов кислорода каждая.
4. Атом кислорода обозначается буквой О, а молекула из двух атомов О – это О2.
5. S. – Атомы с 16-тью протонами называются атомами серы (атомами химического элемента сера) и обозначаются буквой S.
6. Атомы с одинаковым числом протонов считаются атомами одного химического элемента.
7. Сера – это химический элемент.
Оксиды
8. Атомы кислорода могут соединяться с атомами другого химического элемента.
9. Соединения атомов кислорода с атомами серы называются оксидами серы.
10. Соединение из двух атомов водорода (Н) и одного атома кислорода (О) называется: молекулой оксида водорода или молекулой ВОДЫ.
S и 2О = SО2
11. Атом серы (S) может соединиться с двумя атомами кислорода (О).
12. Объединение одного атома серы S и двух атомов О даёт соединение состава SО2.
13. SО2 – это молекула. Формула молекулы.
14. SО2 является газом. В обычных условиях.
15. Вещество, молекулы которого имеют состав (и формулу) SО2, называется сернистым газом или оксидом серы IV.
16. SО2 – это формула молекулы сернистого газа.
SО2 и воздух
17. SО2 в атмосфере почти нет в норме. (Очень мало)
18. SО2 выделяется вулканами, заводами и автомобилями.
19. SО2 образуется при сжигании бензина, угля и т.д. Потому что примеси серы есть в угле и бензине.
20. В современной атмосфере SО2 больше, чем сто или тысячу лет назад.
21. Почему сейчас SО2 больше, чем сто лет назад? См. выше.
22. Поступление SО2 в атмосферу приводит к кислотным дождям.
23. Кислотные дожди портят здания, автомобили, памятники – всё созданное людьми. В том числе древние памятники искусства, шедевры архитектуры.
24. Из-за кислотных дождей во многих озёрах не стало рыбки.
25. Из-за кислотных дождей во многих лесах не стало листьев: листва опадает, деревья погибают.
26. Из-за кислотных дождей на многих полях не стало нормальной почвы: почва становится слишком кислой.
27. Из-за кислотных дождей на многих полях снизились урожаи.
28. Снижение урожаев грозит голодом.
29. Кислотные дожди портят леса, поля и озёра и создают угрозу голода.
30. Избавиться от кислотных дождей нужно за счёт снижения выбросов SO2 в атмосферу.
31. SO2 может быть источником серы для промышленности и с/х.
32. В атмосфере SO2 превращается в серную кислоту. (через…)
33. Много SO2 есть в атмосфере Венеры, вокруг неё целые облака из серной кислоты.
34. S и 3О = SО3
35. Атом серы (S) может соединиться с тремя атомами кислорода (О).
36. Объединение одного атома серы S и трёх атомов О даёт соединение состава SО3.
37. SО3 – это молекула. Формула молекулы.
38. SО3 является жидкостью. В обычных условиях.
39. SO3 – это единственный жидкий оксид, кроме воды.
40. Вещество, молекулы которого имеют состав (и формулу) SО3, называется оксидом серы-VI.
41. SО3 – это формула молекулы оксиды серы VI.
42. Контакт молекул SO3 с молекулами воды даёт серную кислоту.

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 (248 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

Разница между SO2 и SO3

ТАК2 так что3 неорганические химические соединения, образованные комбинацией атомов серы и атомов кислорода. ТАК2 обозначает диоксид серы, так что3 обозначает триоксид серы, Это газообразные соединен

Содержание:

ТАК₂ так что₃ неорганические химические соединения, образованные комбинацией атомов серы и атомов кислорода. ТАК₂ обозначает диоксид серы, так что₃ обозначает триоксид серы, Это газообразные соединения. Они имеют разные химические и физические свойства. Эти соединения называются оксидами серы, так как они образуются в результате реакции между серой и О₂ молекулы. Основное отличие СО₂ так что₃ в том, что ТАК₂ имеет два атома кислорода, связанных с атомом серы, тогда как SO₃ имеет три атома кислорода, связанных с атомом серы.

Ключевые области покрыты

1. Что такое SO2
— Определение, химическая структура и свойства, степень окисления
2. Что такое SO3
— Определение, химическая структура и свойства, производство серной кислоты
3. В чем разница между SO2 и SO3
— Сравнение основных различий

Ключевые термины: кислотный дождь, одиночная электронная пара, кислород, состояние окисления, сера, диоксид серы, серная кислота, триоксид серы

Что ТАК₂

Рисунок 1: Химическая структура SO2

Степень окисления серы в диоксиде серы составляет +4. Следовательно, диоксид серы также можно получить восстановлением соединений, состоящих из атомов серы, которые находятся в более высокой степени окисления. Одним из таких примеров является реакция между медью и серной кислотой. Здесь сера в серной кислоте находится в степени окисления +6. Следовательно, его можно снизить до +4 степени окисления диоксида серы.

Диоксид серы может быть использован при производстве серной кислоты, которая имеет ряд применений в промышленных масштабах и лабораторных масштабах. Диоксид серы также является хорошим восстановителем. Поскольку степень окисления серы в диоксиде серы составляет +4, ее можно легко окислить до степени окисления +6, что позволяет восстановить другое соединение.

Что ТАК₃

Рисунок 2: Химическая структура SO3

Молекулярная масса триоксида серы составляет 80,057 г / моль. Температура плавления СО₃ составляет около 16,9 ° С, тогда как температура кипения составляет 45 о При комнатной температуре и давлении триоксид серы представляет собой белое кристаллическое твердое соединение, которое будет испаряться в воздухе. Обладает резким запахом. Степень окисления серы в триоксиде серы составляет +6.

В газообразной форме триоксид серы является загрязнителем воздуха и основным компонентом кислотных дождей. Однако триоксид серы очень важен в производстве серной кислоты в промышленных масштабах. Это потому, что триоксид серы является ангидридной формой серной кислоты.

Вышеуказанная реакция очень быстрая и экзотермическая. Поэтому при использовании триоксида серы для промышленного производства серной кислоты следует применять методы контроля. Кроме того, триоксид серы является важным реагентом в процессе сульфирования.

Разница между SO₂ так что₃

Определение

ТАК₂: ТАК₂ обозначает диоксид серы.

ТАК₃: ТАК₃ обозначает триоксид серы.

Природа

ТАК₂: ТАК₂ представляет собой газообразное соединение, состоящее из атомов серы и кислорода.

ТАК₃: ТАК₃ представляет собой твердое соединение, состоящее из одного атома серы, связанного с тремя атомами кислорода.

Молярная масса

ТАК₂: Молярная масса СО₂ составляет 64 г / моль.

ТАК₃: Молярная масса СО₃ 80,057 г / моль.

Точка плавления и точка кипения

ТАК₃: Температура плавления СО₃ составляет около 16,9 ° С, тогда как температура кипения составляет 45 ° С.

Состояние окисления

ТАК₂: Степень окисления серы в СО₂ это +4.

ТАК₃: Степень окисления серы в СО₃ это +6.

оксидирование

ТАК₂: ТАК₂ может быть дополнительно окислен.

ТАК₃: ТАК₃ не может быть далее окислен.

полярность

ТАК₂: ТАК₂ является полярным из-за своей геометрии (угловой) и наличия неподеленной электронной пары.

ТАК₃: ТАК₃ является неполярным из-за своей геометрии (тригональной плоскости) и отсутствия одинокой электронной пары.

Заключение

ТАК₂ так что₃ неорганические соединения, которые называются оксидами серы. ТАК₂ представляет собой газообразное соединение при комнатной температуре. ТАК₃ представляет собой твердое (кристаллическое) соединение при комнатной температуре. Основное отличие СО₂ так что₃ это так₂ имеет два атома кислорода, связанных с атомом серы, тогда как SO₃ имеет три атома кислорода, связанных с атомом серы.

Ссылка:

1. «Диоксид серы». Википедия, Фонд Викимедиа, 3 января 2018 г.,

Источник

Что такое so2 и so3

Окси́д се́ры(IV) (диокси́д се́ры, серни́стый газ, серни́стый ангидри́д) — SO₂. В нормальных условиях представляет собой бесцветный газ с характерным резким запахом (запах загорающейся спички). Под давлением сжижается при комнатной температуре. Растворяется в воде с образованием нестойкой сернистой кислоты; растворимость 11,5 г/100 г воды при 20 °C, снижается с ростом температуры. Растворяется также в этаноле, серной кислоте. SO₂ — один из основных компонентов вулканических газов.

Содержание

Получение

Промышленный способ получения — сжигание серы или обжиг сульфидов, в основном — пирита:

В лабораторных условиях SO₂ получают воздействием сильных кислот на сульфиты и гидросульфиты:

Образующаяся сернистая кислота сразу разлагается на SO₂ и H₂O:

Также можно получить действием концентрированной серной кислоты на малоактивные металлы при нагревании:

Химические свойства

Относится к кислотным оксидам. Растворяется в воде с образованием сернистой кислоты (при обычных условиях реакция обратима):

Со щелочами образует сульфиты:

Химическая активность SO₂ весьма велика. Наиболее ярко выражены восстановительные свойства SO₂, степень окисления серы в таких реакциях повышается:

2SO₂ + O₂ → 2SO₃ (требуется катализатор V₂O₅ и температура 450°),

Последняя реакция является качественной реакцией на сульфит-ион SO₃ 2- и на SO₂ (обесцвечивание фиолетового раствора).

В присутствии сильных восстановителей SO₂ способен проявлять окислительные свойства. Например, для извлечения серы их отходящих газов металлургической промышленности используют восстановление SO₂ оксидом углерода(II):

Или для получения фосфорноватистой кислоты:

Применение

В пищевой промышленности диоксид серы используется как консервант и обозначается на упаковке под кодом Е220.

Физиологическое действие

SO₂ токсичен. Симптомы при отравлении сернистым газом — насморк, кашель, охриплость, першение в горле. При вдыхании сернистого газа более высокой концентрации — удушье, расстройство речи, затруднение глотания, рвота, возможен острый отёк лёгких.

Дополнительные сведения о токсичности

Интересно, что чувствительность по отношению к SO₂ весьма различна как у людей, так и у растений. Наиболее устойчивы по отношению к сернистому газу берёза и дуб, наименее — сосна и ель. Наиболее чувствительными к SO₂ являются розы. При попадании на них сернистого газа они моментально белеют.

Полезное

Смотреть что такое «SO2» в других словарях:

SO2 — ist: die Summenformel von Schwefeldioxid die Abkürzung von Sauerstoffsättigung Diese Seite ist eine Begriffsklärung zur Unterscheidung mehrerer mit demselben Wort bezeichneter Begriffe … Deutsch Wikipedia

SO2 — SO2: Symbol für Schwefeldioxid … Universal-Lexikon

SO2 — Dioxyde de soufre Dioxyde de soufre En bleu les domaines de gravitation des électrons liants (liaisons σ). En rose les domaines de gravitation des doublets non liants ou hybridations. En vert … Wikipédia en Français

SO2 — Sulphuryl Sul phur*yl, n. [Sulphur + yl.] (Chem.) The hypothetical radical ; called also . [1913 Webster] , a chloride, pungent, fuming liquid, , obtained by the action of phosphorus pentachloride on… … The Collaborative International Dictionary of English

SO2 — Sulphur Sul phur, n. [L., better sulfur: cf. F. soufre.] 1. (Chem.) A nonmetallic element occurring naturally in large quantities, either combined as in the sulphides (as pyrites) and sulphates (as gypsum), or native in volcanic regions, in vast… … The Collaborative International Dictionary of English

SO2 — Sulfur Dioxide (Governmental » Transportation) * Fingerprint Bureau (Governmental » Police) … Abbreviations dictionary

SO2 — oxygen saturation … Medical dictionary

SO2 — abbr. med. oxygen saturation – сатуpация кислорода … Dictionary of English abbreviation

SO2 — See Sulfur Dioxide. U.S. Dept. of Energy, Energy Information Administration s Energy Glossary … Energy terms

SO2 — • oxygen saturation … Dictionary of medical acronyms & abbreviations

Источник

Взаимодействие с основными оксидами и щелочами

SO₂ + СаО = CaSO₃ сульфит кальция

SO₂ + NaOH = NaHSO₃ гидросульфит натрия

Диоксид серы окисляется в газовой фазе до SO₃:

На свету легко окисляется хлором:

В водных растворах при окислении SO₂ образуется серная кислота H₂SO₄:

Продуктом восстановления SO₂ чаще всего является свободная сера.

В свободном состоянии не выделена. Очень непрочное соединение. Образуется при растворении SO₂ в воде. Обладает свойствами слабой кислоты.

Сульфиты и гидросульфиты

Сульфиты щелочных Me и аммония растворимы в воде. Сульфиты остальных Me нерастворимы в воде (или не существуют).

Гидросульфиты Me хорошо растворимы в Н₂O, некоторые из них существуют только в растворе, например, Ca(HSO₃)₂.

Гидролиз сульфитов

Водные растворы сульфитов вследствие гидролиза имеют щелочную среду (окрашивают лакмус в синий цвет).

Химические свойства сульфитов

I. Не окислительно-восстановительные реакции

1. Взаимодействие с сильными кислотами:

Оба типа солей разлагаются сильными кислотами, при этом слабая сернистая кислота вытесняется в виде SO₂ и Н₂O.

2. Термическое разложение сульфитов:

3. Нормальные сульфиты в водных растворах, содержащих избыток SO₂, превращаются в гидросульфиты

Благодаря этой реакции нерастворимые в воде сульфиты превращаются в растворимые гидросульфиты

4. Ионно-обменные реакции с другими солями, приводящие к образованию нерастворимых сульфитов:

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:

Даже твердые сульфиты при хранении на воздухе медленно окисляются до сульфатов:

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:

III. Диспропорционирование сухих сульфитов.

При нагревании до высоких температур сульфиты медленно превращаются в смесь сульфатов и сульфидов:

Источник