Zure eigenschappen van zwavelzuur. Zwaveloxiden

Onverdund zwavelzuur is een covalente verbinding.

In een molecuul is zwavelzuur tetraëdrisch omgeven door vier zuurstofatomen, waarvan er twee deel uitmaken van de hydroxylgroepen. De S-O-bindingen zijn dubbel en de S-OH-bindingen zijn enkelvoudig.

Kleurloze, ijsachtige kristallen hebben een gelaagde structuur: elk H2SO4-molecuul is verbonden met vier aangrenzende sterke waterstofbruggen, waardoor een enkel ruimtelijk raamwerk wordt gevormd.

De structuur van vloeibaar zwavelzuur is vergelijkbaar met de structuur van vaste, alleen de integriteit van het ruimtelijke frame is verbroken.

Fysische eigenschappen van zwavelzuur

Bij normale omstandigheden Zwavelzuur is een zware olieachtige vloeistof, kleurloos en geurloos. In de techniek wordt zwavelzuur zijn mengsels met zowel water als zwavelzuuranhydride genoemd. Als de molaire verhouding van SO 3: H 2 O kleiner is dan 1, dan is dit een waterige oplossing van zwavelzuur, indien meer dan 1, is het een oplossing van SO 3 in zwavelzuur.

100% H2S04 kristalliseert bij 10,45 °C; t bp = 296,2 °C; dichtheid 1,98 g/cm3. H 2 SO 4 mengt zich met H 2 O en SO 3 in elke verhouding om hydraten te vormen, de hydratatiewarmte is zo hoog dat het mengsel kan koken, spatten en brandwonden veroorzaken. Daarom is het noodzakelijk om zuur aan water toe te voegen, en niet omgekeerd, aangezien wanneer water aan zuur wordt toegevoegd, er lichter water op het oppervlak van het zuur zal zijn, waar alle vrijgekomen warmte zal worden geconcentreerd.

Wanneer waterige oplossingen van zwavelzuur die tot 70% H2S04 bevatten, worden verwarmd en gekookt, komt alleen waterdamp vrij in de dampfase. Zwavelzuurdampen verschijnen ook boven meer geconcentreerde oplossingen.

In termen van structurele kenmerken en anomalieën is vloeibaar zwavelzuur vergelijkbaar met water. Hier is hetzelfde systeem van waterstofbruggen, bijna hetzelfde ruimtelijke raamwerk.

Chemische eigenschappen van zwavelzuur

Zwavelzuur- een van de sterkste minerale zuren, door de hoge polariteit wordt de H - O binding gemakkelijk verbroken.

Zwavelzuur dissocieert in waterige oplossing , vormen een waterstofion en een zuurresidu:

H 2 SO 4 \u003d H + + HSO 4 -;

HSO 4 - \u003d H + + SO 4 2-.

Samenvattende vergelijking:

H 2 SO 4 \u003d 2H + + SO 4 2-.

Toont de eigenschappen van zuren , reageert met metalen, metaaloxiden, basen en zouten.

Verdund zwavelzuur vertoont geen oxiderende eigenschappen; wanneer het in wisselwerking staat met metalen, komen waterstof en een zout vrij dat het metaal in de laagste oxidatietoestand bevat. In de kou is zuur inert voor metalen zoals ijzer, aluminium en zelfs barium.

Het geconcentreerde zuur heeft oxiderende eigenschappen. Mogelijke interactie producten eenvoudige stoffen met geconcentreerd zwavelzuur staan ​​vermeld in de tabel. De afhankelijkheid van het reductieproduct van de concentratie van het zuur en de mate van activiteit van het metaal wordt getoond: hoe actiever het metaal, hoe dieper het het sulfaation van zwavelzuur reduceert.

Interactie met oxiden:

CaO + H 2 SO 4 \u003d CaSO 4 \u003d H 2 O.

Interactie met basen:

2NaOH + H 2 SO 4 \u003d Na 2 SO 4 + 2H 2 O.

Interactie met zouten:

Na 2 CO 3 + H 2 SO 4 = Na 2 SO 4 + CO 2 + H 2 O.

Oxiderende eigenschappen:

Zwavelzuur oxideert HI en HBr tot vrije halogenen:

H 2 SO 4 + 2HI \u003d I 2 + 2H 2 O + SO 2.

Zwavelzuur neemt chemisch weg gebonden water van organische verbindingen die hydroxylgroepen bevatten. Uitdroging van ethylalcohol in aanwezigheid van geconcentreerd zwavelzuur leidt tot de productie van ethyleen:

C 2 H 5 OH \u003d C 2 H 4 + H 2 O.

De verkoling van suiker, cellulose, zetmeel en andere koolhydraten bij contact met zwavelzuur wordt ook verklaard door hun uitdroging:

C 6 H 12 O 6 + 12H 2 SO 4 \u003d 18H 2 O + 12SO 2 + 6CO 2.

Zwaveloxide (IV) is zeer goed oplosbaar in water (40 volumes SO2 lossen op in 1 volume water bij 200C). In dit geval bestaat zwaveligzuur alleen in een waterige oplossing:

SO2 + H2O = H2SO3

De reactie van SO2 met water is omkeerbaar. In een waterige oplossing zijn zwaveloxide (IV) en zwaveligzuur in chemisch evenwicht, dat kan worden verdrongen. Wanneer H2SO3 wordt gebonden met alkali (neutralisatie van het zuur), verloopt de reactie naar de vorming van zwaveligzuur; bij het verwijderen van SO2 (doorblazen door een stikstofoplossing of verhitten) verloopt de reactie richting de uitgangsstoffen. Zwavelzuuroplossing bevat altijd zwaveloxide (IV), waardoor het een penetrante geur krijgt.

zwaveligzuur heeft alle eigenschappen van zuren. In oplossing dissocieert H2SO3 in stappen:

Н2SO3 H+ + HSO4 –

HSO3 -H++ SO3 2-

Als dibasisch zuur vormt het twee reeksen zouten - sulfieten en hydrosulfieten. Sulfieten worden gevormd wanneer een zuur volledig wordt geneutraliseerd met een alkali:

H2SO3 + 2NaOH \u003d NaHSO4 + 2H2O

Hydrosulfieten worden verkregen met een gebrek aan alkali (vergeleken met de hoeveelheid die nodig is om het zuur volledig te neutraliseren):

H2SO3 + NaOH = NaHSO3 + H2O

Net als zwaveloxide (IV) zijn zwaveligzuur en zijn zouten sterke reductiemiddelen. Tegelijkertijd neemt de oxidatiegraad van zwavel toe. Dus H2SO3 wordt gemakkelijk geoxideerd tot zwavelzuur, zelfs door zuurstof uit de lucht:

2H2SO3+O2= 2H2SO4

Daarom bevatten zwavelzuuroplossingen die lange tijd zijn opgeslagen altijd zwavelzuur.

De oxidatie van zwaveligzuur met broom en kaliumpermanganaat verloopt nog gemakkelijker:

H2SO3 + Br2 + H2O = H2SO4 + 2HBr

5H2S03+ 2KmnO4= 2H2SO4+ 2MnSO4+ K2SO4+ 2H2O

Zwaveloxide (IV) en zwaveligzuur ontkleuren veel kleurstoffen en vormen daarmee kleurloze verbindingen. Deze laatste kunnen bij verhitting of in het licht weer vergaan, waardoor de kleur hersteld wordt. Daarom is het blekende effect van SO2 en H2SO4 anders dan dat van chloor. Gewoonlijk worden wol, zijde en stro gebleekt met zwavel (IV) oxide (deze materialen worden vernietigd door chloorwater).

Een belangrijke toepassing is de oplossing van calciumhydrosulfiet Ca(HSO3)2 (sulfietvloeistof), die wordt gebruikt voor de behandeling van houtvezels en papierpulp.

Waterstofsulfide en sulfiden

Waterstofsulfide H2S is een kleurloos gas met de geur van rotte eieren. Het is zeer goed oplosbaar in water (bij 20 °C lossen 2,5 volumes waterstofsulfide op in 1 volume water). Een oplossing van waterstofsulfide in water wordt waterstofsulfidewater of hydrosulfidezuur genoemd (het vertoont de eigenschappen van een zwak zuur).

Waterstofsulfide is een zeer giftig gas zenuwstelsel. Daarom is het noodzakelijk om ermee te werken in zuurkasten of met hermetisch afgesloten apparaten. Toegestane inhoud van H2Sv industriële gebouwen is 0,01 mg per 1 liter lucht.

Waterstofsulfide komt van nature voor in vulkanische gassen en in de wateren van sommige minerale bronnen, zoals Pyatigorsk; Matsesta. Het wordt gevormd tijdens het verval van zwavelhoudend organisch materiaal diverse planten- en dierenresten. Dit verklaart de eigenschap slechte geur Afvalwater, beerputten en vuilnisbelten.

Waterstofsulfide kan worden verkregen door zwavel direct te combineren met waterstof bij verhitting:

Maar meestal wordt het verkregen door de werking van verdund zoutzuur of zwavelzuur op ijzer (II) sulfide:

2HCl + FeS = FeCl2 + H2S

Deze reactie wordt vaak uitgevoerd in een Kipp-apparaat.

H2S- minder sterke verbinding dan water. Dit komt door de grote afmeting van het zwavelatoom in vergelijking met het zuurstofatoom. Daarom is de H-0-binding korter en sterker H-S-verbindingen. Bij sterke verhitting valt waterstofsulfide bijna volledig uiteen in zwavel en waterstof:

Gasvormig H2S brandt in lucht met een blauwe vlam om zwaveloxide (IV) en water te vormen:

2H2S+ 3O2= 2SO2+ 2H2O

Bij een gebrek aan zuurstof worden zwavel en water gevormd:

2H2S+O2= 2S+ 2H2O

Deze reactie wordt gebruikt om op industriële schaal zwavel te produceren uit waterstofsulfide.

Waterstofsulfide is een vrij sterk reductiemiddel. Deze belangrijke chemische eigenschap kan als volgt worden verklaard. In H2S-oplossing is het relatief eenvoudig om elektronen te doneren aan zuurstofmoleculen in de lucht:

H2S - 2e- \u003d S + 2H + 2

O2 + 4e- \u003d 2O 2- 1

In dit geval wordt H2S door atmosferische zuurstof geoxideerd tot zwavel, waardoor waterstofsulfidewater troebel wordt. Algemene reactievergelijking:

2H2S + O2 = 2S + 2H2O

Dit verklaart ook het feit dat waterstofsulfide zich niet in zeer grote hoeveelheden in de natuur ophoopt tijdens het verval van organische stoffen - zuurstof uit de lucht oxideert het tot vrije zwavel.

Waterstofsulfide reageert heftig met halogeenoplossingen. Bijvoorbeeld:

H2S + I2 = 2HI + S

Er komt zwavel vrij en de jodiumoplossing verkleurt.

Waterstofzwavelzuur als een dibasisch zuur vormt twee reeksen zouten - medium (sulfiden) en zuur (hydrosulfiden). Na2S is bijvoorbeeld natriumsulfide, NaHS is natriumhydrosulfide. Bijna alle hydrosulfiden zijn zeer goed oplosbaar in water. Sulfiden van alkali- en aardalkalimetalen zijn ook oplosbaar in water, terwijl andere metalen praktisch onoplosbaar of slecht oplosbaar zijn; sommige lossen niet op in verdunde zuren. Daarom kunnen dergelijke sulfiden gemakkelijk worden verkregen door waterstofsulfide door zouten van het overeenkomstige metaal te leiden, bijvoorbeeld:

CuSO4 + H2S = CuS + H2SO4

Sommige sulfiden hebben een karakteristieke kleur: CuS en PbS - zwart, CdS - geel, ZnS - wit, MnS - roze, SnS - bruin, Sb2S3 - oranje, enz. De kwalitatieve analyse van kationen is gebaseerd op de verschillende oplosbaarheid van sulfiden en de verschillende kleuren van velen van hen.

KAART #39

Zwavelzuur. Ontvangst. fysiek en Chemische eigenschappen. De waarde van zwavelzuur.

Zwavelzuur H2SO4 is een sterk tweebasisch zuur de hoogste graad zwaveloxidatie (+6). Onder normale omstandigheden is geconcentreerd zwavelzuur een zware olieachtige vloeistof, kleur- en geurloos, met een zure "koperachtige" smaak. In de techniek wordt zwavelzuur zijn mengsels met zowel water als zwavelzuuranhydride SO3 genoemd. Als de molaire verhouding van SO3: H2O< 1, то это водный раствор серной кислоты, если >1 - oplossing van SO3 in zwavelzuur (oleum).

ZWAVELZUUR- H2SO3, een zwak dibasisch zuur. Het is niet geïsoleerd in een vrije vorm, het bestaat in waterige oplossingen. Zouten van zwaveligzuursulfieten ... Groot encyclopedisch woordenboek

ZWAVELZUUR- (H2SO3) zwak dibasisch zuur. Bestaat alleen in waterige oplossingen. Zouten S. tot sulfieten. Gebruikt in de pulp- en papier- en voedingsindustrie. Zie ook Zuren en anhydriden... Russische encyclopedie van arbeidsbescherming

zwaveligzuur- - [A.S. Goldberg. Engels Russisch energiewoordenboek. 2006] Onderwerpen energie in het algemeen EN zwaveligzuur … Technisch vertalershandboek

zwaveligzuur- H2SO3, een zwak dibasisch zuur. Het is niet geïsoleerd in een vrije vorm, het bestaat in waterige oplossingen. Zouten van zwavelzuursulfieten. * * * ZWAVELZUUR ZWAVELZUUR, H2SO3, een zwak dizuur. Niet geïsoleerd in vrije vorm, ...... encyclopedisch woordenboek

zwaveligzuur- sulfito rūgštis statusas T sritis chemische formule H₂SO₃ atitikmenys: angl. zwaveligzuur. zwaveligzuur ryšiai: sinonimas - vandenilio trioksosulfatas (2–) ... Chemijos terminų aiskinamasis žodynas

zwaveligzuur- H2SO3, een zwak tweebasisch zuur dat overeenkomt met de oxidatietoestand van zwavel +4. Alleen bekend in verdunde waterige oplossingen. Dissociatieconstanten: K1 = 1,6 10 2, K2 = 1,0 10 7 (18°C). Geeft twee reeksen zouten: normale sulfieten en zure ... ... Grote Sovjet Encyclopedie

ZWAVELZUUR- H2SO3, een zwak dibasisch zuur. Het is niet geïsoleerd in vrije vorm, het bestaat in water. eh. Zouten S. tot sulfieten ... Natuurwetenschap. encyclopedisch woordenboek

zwaveligzuur- zie Zwavel ... Encyclopedisch woordenboek F.A. Brockhaus en I.A. Efron

Wanneer zwaveldioxide (SO 2 ) wordt opgelost in water, wordt een chemische verbinding verkregen die bekend staat als zwaveligzuur. De formule van deze stof is als volgt geschreven: H 2 SO 3. In werkelijkheid is deze verbinding extreem onstabiel, met een bepaalde veronderstelling kan zelfs worden beweerd dat het niet echt bestaat. Niettemin wordt deze formule vaak gebruikt voor het gemak van het schrijven van chemische reactievergelijkingen.

Zwavelzuur: basiseigenschappen

Een waterige oplossing van zwaveldioxide wordt gekenmerkt door een zure omgeving. Zelf heeft hij alle eigenschappen die inherent zijn aan zuren, inclusief de neutralisatiereactie. Zwaveligzuur kan twee soorten zouten vormen: hydrosulfieten en gewone sulfieten. Beide behoren tot de groep van reductiemiddelen. Het eerste type wordt meestal verkregen wanneer zwaveligzuur in een vrij grote hoeveelheid aanwezig is: H 2 SO 3 + KOH -> KHSO 3 + H 2 O. Anders wordt gewoon sulfiet verkregen: H 2 SO 3 + 2KOH -> K 2 SO 3 + 2H 2 O. Een kwalitatieve reactie op deze zouten is hun interactie met een sterk zuur. Als gevolg hiervan komt SO 2 -gas vrij, dat gemakkelijk te onderscheiden is door zijn kenmerkende penetrante geur.

Zwavelzuur kan een blekende werking hebben. Het is geen geheim dat chloorwater ook een soortgelijk effect geeft. De verbinding in kwestie heeft er echter een belangrijk voordeel: in tegenstelling tot chloor leidt zwaveligzuur niet tot de vernietiging van kleurstoffen, zwaveldioxide vormt er kleurloze kleurstoffen mee chemische bestanddelen. Deze eigenschap wordt vaak gebruikt voor het bleken van stoffen gemaakt van zijde, wol, plantaardig materiaal, evenals alles dat wordt vernietigd door oxidatiemiddelen die Cl in zijn samenstelling bevatten. Vroeger werd deze verbinding zelfs gebruikt om terug te keren originele vorm strohoeden voor dames. H 2 SO 3 is een vrij sterk reductiemiddel. Met de toegang van zuurstof veranderen de oplossingen geleidelijk in zwavelzuur. In die gevallen waarin het in wisselwerking staat met een sterker reductiemiddel (bijvoorbeeld met waterstofsulfide), vertoont zwavelzuur daarentegen oxiderende eigenschappen. De dissociatie van deze stof vindt plaats in twee fasen. Eerst wordt het hydrosulfietanion gevormd, en dan vindt de tweede stap plaats, en het verandert in het sulfietanion.

Waar wordt zwavelzuur gebruikt?

De productie van deze stof speelt een belangrijke rol bij de productie van verschillende wijnmaterialen als antisepticum, met name met zijn hulp is het mogelijk om het fermentatieproces van het product in vaten te voorkomen en daardoor de veiligheid ervan te waarborgen. Het wordt ook gebruikt om de vergisting van graan tijdens de extractie van zetmeel te voorkomen. Zwavelzuur en preparaten op basis daarvan hebben een brede antimicrobiële eigenschap en worden daarom vaak gebruikt in de groente- en fruitindustrie voor conserven. Calciumhydrosulfiet, ook wel sulfietvloeistof genoemd, wordt gebruikt om hout te verwerken tot sulfietpulp, waaruit vervolgens papier wordt gemaakt. Het blijft om toe te voegen dat voor een persoon deze verbinding giftig is, en daarom laboratorium werkt en experimenten ermee vereisen voorzichtigheid en verhoogde aandacht.

Zwaveldioxide (dioxide) wordt gevormd wanneer zwavel wordt verbrand in lucht of zuurstof. Het wordt ook verkregen door in lucht te calcineren ("brandende") metaalsulfiden, zoals ijzerpyriet:

Volgens deze reactie wordt zwaveldioxide meestal in de industrie verkregen (voor andere industriële methoden om te verkrijgen, zie 9 § 131).

Zwaveldioxide is een kleurloos gas ("zwavelgas") met een doordringende geur van hete zwavel. Het condenseert vrij gemakkelijk tot een kleurloze vloeistof die kookt op . Wanneer de vloeistof verdampt, treedt een sterke temperatuurdaling op (tot ).

Zwaveldioxide is zeer goed oplosbaar in water (ongeveer 40 volumes in 1 volume water bij); in dit geval treedt een gedeeltelijke reactie met water op en wordt zwaveligzuur gevormd:

Zo is zwaveldioxide het anhydride van zwaveligzuur. Bij verhitting neemt de oplosbaarheid af en verschuift het evenwicht naar links; geleidelijk komt al het zwaveldioxide weer vrij uit de oplossing.

Het molecuul is op dezelfde manier gebouwd als het ozonmolecuul. De kernen van de samenstellende atomen vormen een gelijkbenige driehoek:

Hier bevindt het zwavelatoom zich, net als het centrale zuurstofatoom in het ozonmolecuul, in de -hybridisatietoestand en is de hoek dichtbij . Orbitaal van het zwavelatoom, loodrecht georiënteerd op het vlak van het molecuul, neemt niet deel aan hybridisatie. Door deze orbitale en soortgelijk georiënteerde -orbitalen van zuurstofatomen wordt een drie-center -binding gevormd; het elektronenpaar dat het uitvoert, behoort tot alle drie de atomen van het molecuul.

Zwaveldioxide wordt gebruikt om zwavelzuur te produceren en ook (in veel kleinere hoeveelheden) voor het bleken van stro, wol, zijde en als ontsmettingsmiddel (voor de vernietiging van schimmels in kelders, kelders, wijnvaten, fermentatietanks).

Zwavelzuur is een zeer kwetsbare verbinding. Het is alleen bekend in waterige oplossingen. Wanneer het zwaveligzuur probeert te isoleren, valt het uiteen in water. Wanneer geconcentreerd zwavelzuur bijvoorbeeld inwerkt op natriumsulfiet, in plaats van zwaveligzuur, komt zwaveldioxide vrij:

Een oplossing van zwaveligzuur moet worden beschermd tegen toegang tot de lucht, anders oxideert het, door zuurstof uit de lucht te absorberen, langzaam tot zwavelzuur:

Zwavelzuur is een goed reductiemiddel. Vrije halogenen worden er bijvoorbeeld door gereduceerd tot waterstofhalogeniden:

Bij interactie met sterke reductiemiddelen kan zwaveligzuur echter de rol van oxidatiemiddel spelen. Dus de reactie met waterstofsulfide verloopt in principe volgens de vergelijking:

Omdat het dibasisch is, vormt zwaveligzuur twee reeksen zouten. De gemiddelde zouten worden sulfieten genoemd, zuur - hydrosulfieten.

Net als zuur zijn sulfieten en hydrosulfieten reductiemiddelen. Wanneer ze worden geoxideerd, worden zouten van zwavelzuur verkregen.

Sulfieten van de meest actieve metalen ontleden bij calcinering met de vorming van sulfiden en sulfaten (zelfoxidatie - zelfherstellende reactie):

Kalium- en natriumsulfieten worden gebruikt om sommige materialen te bleken, in de textielindustrie bij het verven van stoffen en in fotografie. De oplossing (dit zout bestaat alleen in oplossing) wordt gebruikt om hout te verwerken tot de zogenaamde sulfietpulp, waaruit vervolgens papier wordt gewonnen.