Oxyde de soufre 4 acide sulfurique. Oxyde de soufre (IV)

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L'état d'oxydation +4 du soufre est assez stable et se manifeste par les tétrahalogénures SHal 4, les oxodihalogénures SOHal 2, le dioxyde de SO 2 et leurs anions correspondants. Nous nous familiariserons avec les propriétés du dioxyde de soufre et de l'acide sulfureux.

1.11.1. Oxyde de soufre (IV) Structure de la molécule de so2

La structure de la molécule SO 2 est similaire à celle de la molécule d'ozone. L'atome de soufre est dans un état d'hybridation sp 2, la forme des orbitales est un triangle régulier et la forme de la molécule est angulaire. L’atome de soufre possède une paire d’électrons libres. La longueur de la liaison S-O est de 0,143 nm et l'angle de liaison est de 119,5°.

La structure correspond aux structures résonantes suivantes :

Contrairement à l’ozone, la multiplicité de la liaison S – O est de 2, c’est-à-dire que la principale contribution est apportée par la première structure de résonance. La molécule se caractérise par une stabilité thermique élevée.

Propriétés physiques

Dans des conditions normales, le dioxyde de soufre ou dioxyde de soufre est un gaz incolore avec une odeur suffocante, point de fusion -75 °C, point d'ébullition -10 °C. Il est très soluble dans l'eau ; à 20 °C, 40 volumes de dioxyde de soufre se dissolvent dans 1 volume d'eau. Gaz toxique.

Propriétés chimiques de l'oxyde de soufre (IV)

Le dioxyde de soufre est très réactif. Le dioxyde de soufre est un oxyde acide. Il est assez soluble dans l’eau pour former des hydrates. Il réagit également partiellement avec l'eau, formant de l'acide sulfureux faible, qui n'est pas isolé sous forme individuelle :

SO 2 + H 2 O = H 2 SO 3 = H + + HSO 3 - = 2H + + SO 3 2- .

À la suite de la dissociation, des protons se forment, la solution présente donc un environnement acide.

Lorsque du dioxyde de soufre gazeux traverse une solution d’hydroxyde de sodium, du sulfite de sodium se forme. Le sulfite de sodium réagit avec l'excès de dioxyde de soufre pour former de l'hydrosulfite de sodium :

2NaOH + SO 2 = Na 2 SO 3 + H 2 O;

Na 2 SO 3 + SO 2 = 2NaHSO 3.

Le dioxyde de soufre se caractérise par une dualité rédox, par exemple, il présente des propriétés réductrices et décolore l'eau bromée :

SO 2 + Br 2 + 2H 2 O = H 2 SO 4 + 2HBr

et solution de permanganate de potassium :

5SO 2 + 2KMnO 4 + 2H 2 O = 2KНSO 4 + 2MnSO 4 + H 2 SO 4.

oxydé par l'oxygène en anhydride sulfurique :

2SO 2 + O 2 = 2SO 3.

Il présente des propriétés oxydantes lorsqu'il interagit avec des agents réducteurs puissants, par exemple :

SO 2 + 2CO = S + 2CO 2 (à 500 °C, en présence d'Al 2 O 3) ;

SO 2 + 2H 2 = S + 2H 2 O.

Préparation d'oxyde de soufre (IV)

Combustion du soufre dans l'air

S + O 2 = SO 2.

Oxydation du sulfure

4FeS 2 + 11O 2 = 2Fe 2 O 3 + 8SO 2.

Effet des acides forts sur les sulfites métalliques

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

1.11.2. Acide sulfureux et ses sels

Lorsque le dioxyde de soufre est dissous dans l'eau, de l'acide sulfureux faible se forme, la majeure partie du SO 2 dissous est sous forme hydratée SO 2 ·H 2 O lors du refroidissement, de l'hydrate cristallin est également libéré, seule une petite partie de celui-ci ; Les molécules d'acide sulfureux se dissocient en ions sulfite et hydrosulfite. A l'état libre, l'acide n'est pas libéré.

Étant dibasique, il forme deux types de sels : moyens - sulfites et acides - hydrosulfites. Seuls les sulfites de métaux alcalins et les hydrosulfites de métaux alcalins et alcalino-terreux se dissolvent dans l'eau.

L'oxyde de soufre (IV) présente des propriétés

1) uniquement oxyde basique

2) oxyde amphotère

3) oxyde d'acide

4) oxyde non salifiant

Réponse : 3

Explication:

L'oxyde de soufre (IV) SO2 est un oxyde acide (oxyde non métallique) dans lequel le soufre a une charge de +4. Cet oxyde forme des sels d'acide sulfureux avec H 2 SO 3 et, lorsqu'il interagit avec l'eau, forme lui-même de l'acide sulfureux, H 2 SO 3.

Les oxydes non salifiants (oxydes qui ne présentent ni propriétés acides, basiques ni amphotères et ne forment pas de sels) comprennent le NO, le SiO, le N2O (oxyde nitreux), le CO.

Les oxydes basiques sont des oxydes métalliques aux états d'oxydation +1, +2. Il s'agit notamment des oxydes métalliques du sous-groupe principal du premier groupe (métaux alcalins) Li-Fr, des oxydes métalliques du sous-groupe principal du deuxième groupe (Mg et métaux alcalino-terreux) Mg-Ra et des oxydes de métaux de transition dans des états d'oxydation inférieurs.

Les oxydes amphotères sont des oxydes formant des sels qui, selon les conditions, présentent des propriétés basiques ou acides (c'est-à-dire présentent une amphotéricité). Formé par des métaux de transition. Les métaux contenus dans les oxydes amphotères présentent généralement un état d'oxydation de +3 à +4, à l'exception de ZnO, BeO, SnO, PbO.

Les oxydes acides et basiques sont respectivement

2) CO 2 et Al 2 O 3

Réponse 1

Explication:

Les oxydes acides sont des oxydes qui présentent des propriétés acides et forment des acides contenant de l'oxygène correspondants. Dans la liste présentée, ceux-ci comprennent : SO 2, SO 3 et CO 2. Lorsqu'ils interagissent avec l'eau, ils forment les acides suivants :

SO 2 + H 2 O = H 2 SO 3 (acide sulfureux)

SO 3 + H 2 O = H 2 SO 4 (acide sulfurique)

CO 2 + H 2 O = H 2 CO 3 (acide carbonique)

L'oxyde de soufre (VI) réagit avec chacune des deux substances :

1) eau et acide chlorhydrique

2) oxygène et oxyde de magnésium

3) oxyde de calcium et hydroxyde de sodium

Réponse : 3

Explication:

L'oxyde de soufre (VI) SO 3 (état d'oxydation du soufre +6) est un oxyde acide qui réagit avec l'eau pour former l'acide sulfurique correspondant H 2 SO 4 (état d'oxydation du soufre est également +6) :

SO 3 + H 2 O = H 2 SO 4

En tant qu'oxyde acide, SO 3 n'interagit pas avec les acides, c'est-à-dire que la réaction ne se produit pas avec HCl.

Le soufre dans SO 3 présente le degré d'oxydation le plus élevé +6 (égal au numéro de groupe de l'élément), donc SO 3 ne réagit pas avec l'oxygène (l'oxygène n'oxyde pas le soufre jusqu'au degré d'oxydation +6).

Avec l'oxyde principal MgO, le sel correspondant se forme - le sulfate de magnésium MgSO 4 :

MgO + SO 3 = MgSO 4

L'oxyde de SO3 étant acide, il réagit avec les oxydes basiques et les bases pour former les sels correspondants :

MgO + SO 3 = MgSO 4

NaOH + SO 3 = NaHSO 4 ou 2NaOH + SO 3 = Na 2 SO 4 + H 2 O

Comme indiqué ci-dessus, le SO 3 réagit avec l'eau pour former de l'acide sulfurique.

CuSO 3 n'interagit pas avec le métal de transition.

Le monoxyde de carbone (IV) réagit avec chacune des deux substances suivantes :

1) eau et oxyde de calcium

2) oxygène et oxyde de soufre (IV)

3) sulfate de potassium et hydroxyde de sodium

4) acide phosphorique et hydrogène

Réponse 1

Explication:

Le monoxyde de carbone (IV) CO 2 est un oxyde acide, il réagit donc avec l'eau pour former de l'acide carbonique instable H 2 CO 3 et avec l'oxyde de calcium pour former du carbonate de calcium CaCO 3 :

CO 2 + H 2 O = H 2 CO 3

CO 2 + CaO = CaCO 3

Le dioxyde de carbone CO 2 ne réagit pas avec l'oxygène, puisque l'oxygène ne peut pas oxyder un élément au degré d'oxydation le plus élevé (pour le carbone il est de +4 selon le numéro du groupe dans lequel il se trouve).

La réaction ne se produit pas avec l'oxyde de soufre (IV) SO 2, car, étant un oxyde acide, le CO 2 n'interagit pas avec l'oxyde, qui possède également des propriétés acides.

Le dioxyde de carbone CO 2 ne réagit pas avec les sels (par exemple, avec le sulfate de potassium K 2 SO 4), mais interagit avec les alcalis, car il possède des propriétés basiques. La réaction se déroule avec la formation d'un sel acide ou modéré, selon l'excès ou le déficit de réactifs :

NaOH + CO 2 = NaHCO 3 ou 2NaOH + CO 2 = Na 2 CO 3 + H 2 O

Le CO2, étant un oxyde acide, ne réagit ni avec les oxydes acides ni avec les acides, donc la réaction entre le dioxyde de carbone et l'acide phosphorique H3PO4 ne se produit pas.

Le CO 2 est réduit par l'hydrogène en méthane et en eau :

CO 2 + 4H 2 = CH 4 + 2H 2 O

Les principales propriétés sont présentées par l'oxyde le plus élevé de l'élément

Réponse : 3

Explication:

Les principales propriétés sont présentées par les oxydes basiques - les oxydes métalliques aux états d'oxydation +1 et +2. Ceux-ci inclus:

Parmi les options présentées, seul l'oxyde de baryum BaO fait partie des principaux oxydes. Tous les autres oxydes de soufre, d'azote et de carbone sont acides ou non salifiants : CO, NO, N2O.

Les oxydes métalliques avec un état d'oxydation de + 6 et supérieur sont

1) non salifiant

2) principal

3) amphotère

Réponse : 4

Explication:

— oxydes métalliques du sous-groupe principal du premier groupe (métaux alcalins) Li – Fr ;
— oxydes métalliques du sous-groupe principal du deuxième groupe (Mg et métaux alcalino-terreux) Mg – Ra ;
— les oxydes de métaux de transition aux états d'oxydation inférieurs.

Les oxydes acides (anhydrides) sont des oxydes qui présentent des propriétés acides et forment des acides contenant de l'oxygène correspondants. Formé de non-métaux typiques et de certains éléments de transition. Les éléments des oxydes acides présentent généralement des états d’oxydation allant de +4 à +7. Par conséquent, l'oxyde métallique à l'état d'oxydation +6 a des propriétés acides.

Les propriétés acides sont présentées par un oxyde dont la formule est

Réponse 1

Explication:

Les oxydes acides (anhydrides) sont des oxydes qui présentent des propriétés acides et forment des acides contenant de l'oxygène correspondants. Formé de non-métaux typiques et de certains éléments de transition. Les éléments des oxydes acides présentent généralement des états d’oxydation allant de +4 à +7. Par conséquent, l'oxyde de silicium SiO 2 avec une charge de silicium de +6 a des propriétés acides.

Les oxydes non salifiants sont N 2 O, NO, SiO, CO. Le CO est un oxyde non salifiant.

Les oxydes basiques sont des oxydes métalliques aux états d'oxydation +1 et +2. Ceux-ci inclus:

— oxydes métalliques du sous-groupe principal du premier groupe (métaux alcalins) Li – Fr ;

— oxydes métalliques du sous-groupe principal du deuxième groupe (Mg et métaux alcalino-terreux) Mg – Ra ;

— les oxydes de métaux de transition aux états d'oxydation inférieurs.

BaO appartient aux oxydes basiques.

L'état d'oxydation du chrome dans ses composés amphotères est égal à

Réponse : 3

Explication:

Le chrome est un élément du sous-groupe secondaire du 6ème groupe de la 4ème période. Il se caractérise par des états d'oxydation de 0, +2, +3, +4, +6. Le degré d'oxydation +2 correspond à l'oxyde de CrO, qui possède des propriétés basiques. Le degré d'oxydation +3 correspond à l'oxyde amphotère Cr 2 O 3 et à l'hydroxyde Cr(OH) 3. C'est l'état d'oxydation le plus stable du chrome. Le degré d'oxydation +6 correspond à l'oxyde de chrome (VI) acide CrO 3 et à un certain nombre d'acides dont les plus simples sont le H 2 CrO 4 chromique et le H 2 Cr 2 O 7 dichromique.

Les oxydes amphotères comprennent

Réponse : 3

Explication:

Les oxydes non salifiants sont N 2 O, NO, SiO, CO.

Les oxydes basiques sont des oxydes métalliques aux états d'oxydation +1 et +2. Ceux-ci inclus:

— les oxydes métalliques du sous-groupe principal du premier groupe (métaux alcalins) Li – Fr (l'oxyde de potassium K 2 O appartient à ce groupe) ;

— oxydes métalliques du sous-groupe principal du deuxième groupe (Mg et métaux alcalino-terreux) Mg – Ra ;

— les oxydes de métaux de transition aux états d'oxydation inférieurs.

Les oxydes acides (anhydrides) sont des oxydes qui présentent des propriétés acides et forment des acides contenant de l'oxygène correspondants. Formé de non-métaux typiques et de certains éléments de transition. Les éléments des oxydes acides présentent généralement des états d’oxydation allant de +4 à +7. Par conséquent, SO 3 est un oxyde acide, correspondant à l'acide sulfurique H 2 SO 4.

7FDBA3 Parmi les affirmations suivantes, lesquelles sont vraies ?

A. Les oxydes basiques sont des oxydes auxquels correspondent des bases.

B. Seuls les métaux forment des oxydes basiques.

1) seul A est correct

2) seul B est correct

3) les deux affirmations sont vraies

4) les deux affirmations sont incorrectes

Réponse : 3

Explication:

Les oxydes basiques sont des oxydes métalliques aux états d'oxydation +1 et +2. Ceux-ci inclus:

— oxydes métalliques du sous-groupe principal du premier groupe (métaux alcalins) Li – Fr ;

— oxydes métalliques du sous-groupe principal du deuxième groupe (Mg et métaux alcalino-terreux) Mg – Ra ;

— les oxydes de métaux de transition aux états d'oxydation inférieurs.

Les bases correspondent aux oxydes basiques sous forme d'hydroxydes.

Les deux affirmations sont vraies.

Réagit avec l'eau dans des conditions normales

1) oxyde nitrique (II)

2) oxyde de fer (II)

3) oxyde de fer (III)

Réponse : 4

Explication:

L'oxyde nitrique (II) NO est un oxyde non salifiant et ne réagit donc pas avec l'eau ou les bases.

L'oxyde de fer (II) FeO est un oxyde basique insoluble dans l'eau. Ne réagit pas avec l'eau.

L'oxyde de fer (III) Fe 2 O 3 est un oxyde amphotère, insoluble dans l'eau. Il ne réagit pas non plus avec l'eau.

L'oxyde d'azote (IV) NO 2 est un oxyde acide et réagit avec l'eau pour former des acides nitrique (HNO 3 ; N +5) et nitreux (HNO 2 ; N +3) :

2NO 2 + H 2 O = HNO 3 + HNO 2

Dans la liste des substances : ZnO, FeO, CrO 3, CaO, Al 2 O 3, Na 2 O, Cr 2 O 3
le nombre d'oxydes principaux est égal à

Réponse : 3

Explication:

Les oxydes basiques sont des oxydes métalliques aux états d'oxydation +1 et +2. Ceux-ci inclus:

— oxydes métalliques du sous-groupe principal du premier groupe (métaux alcalins) Li – Fr ;
— oxydes métalliques du sous-groupe principal du deuxième groupe (Mg et métaux alcalino-terreux) Mg – Ra ;
— les oxydes de métaux de transition aux états d'oxydation inférieurs.

Parmi les options proposées, le groupe des principaux oxydes comprend FeO, CaO, Na 2 O.

Les oxydes amphotères comprennent ZnO, Al 2 O 3, Cr 2 O 3.

Les oxydes acides (anhydrides) sont des oxydes qui présentent des propriétés acides et forment des acides contenant de l'oxygène correspondants. Formé de non-métaux typiques et de certains éléments de transition. Les éléments des oxydes acides présentent généralement des états d’oxydation allant de +4 à +7. CrO 3 est donc un oxyde acide correspondant à l'acide chromique H 2 CrO 4 .

382482

L'oxyde de potassium réagit avec

Réponse : 3

Explication:

L'oxyde de potassium (K 2 O) est un oxyde basique. En tant qu'oxyde basique, K 2 O peut interagir avec les oxydes amphotères, car avec des oxydes présentant à la fois des propriétés acides et basiques (ZnO). ZnO est un oxyde amphotère. Ne réagit pas avec les oxydes basiques (CaO, MgO, Li 2 O).

La réaction se déroule comme suit :

K 2 O + ZnO = K 2 ZnO 2

Les oxydes basiques sont des oxydes métalliques aux états d'oxydation +1 et +2. Ceux-ci inclus:

— oxydes métalliques du sous-groupe principal du premier groupe (métaux alcalins) Li – Fr ;

— oxydes métalliques du sous-groupe principal du deuxième groupe (Mg et métaux alcalino-terreux) Mg – Ra ;

— les oxydes de métaux de transition aux états d'oxydation inférieurs.

De plus, il existe des oxydes non salifiants N 2 O, NO, SiO, CO. Les oxydes non salifiants sont des oxydes qui ne présentent ni propriétés acides, basiques ni amphotères et ne forment pas de sels.

L'oxyde de silicium (IV) réagit avec chacune des deux substances

2) H 2 SO 4 et BaCl 2

Réponse : 3

Explication:

L'oxyde de silicium (SiO 2) est un oxyde acide, il réagit donc avec les alcalis et les oxydes basiques :

SiO 2 + 2NaOH → Na 2 SiO 3 + H 2 O

Structure de la molécule SO2

La structure de la molécule de SO2 est similaire à celle de la molécule d'ozone. L'atome de soufre est dans un état d'hybridation sp2, la forme des orbitales est un triangle régulier et la forme de la molécule est angulaire. L’atome de soufre possède une paire d’électrons libres. La longueur de la liaison S-O est de 0,143 nm et l'angle de liaison est de 119,5°.

La structure correspond aux structures résonantes suivantes :

Composés soufrés +4 - présentent une dualité rédox, mais avec une prédominance de propriétés réductrices.

1. Interaction du SO2 avec l'oxygène

2S+4O2 + O2S+6O

2. Lorsque le SO2 traverse l’acide sulfurique d’hydrogène, du soufre se forme.

S+4O2 + 2H2S-2 → 3So + 2H2O

4 S+4 + 4 → So 1 - agent oxydant (réduction)

S-2 - 2 → So 2 - agent réducteur (oxydation)

3. L'acide sulfureux est lentement oxydé par l'oxygène atmosphérique en acide sulfurique.

2H2S+4O3 + 2O → 2H2S+6O

4 S+4 - 2 → S+6 2 - agent réducteur (oxydation)

O + 4 → 2O-2 1 - agent oxydant (réduction)

Reçu:

1) oxyde de soufre (IV) dans l'industrie :

combustion du soufre :

cuisson de pyrite :

4FeS2 + 11O2 = 2Fe2O3

dans le laboratoire:

Na2SO3 + H2SO4 = Na2SO4 + SO2 + H2O

Le dioxyde de soufre, empêchant la fermentation, facilite le dépôt de polluants, de restes de tissus de raisin à microflore pathogène et permet de réaliser la fermentation alcoolique à partir de cultures de levures pures afin d'augmenter le rendement en alcool éthylique et d'améliorer la composition des autres produits de fermentation alcoolique.

Le rôle du dioxyde de soufre ne se limite donc pas aux actions antiseptiques qui améliorent l'environnement, mais s'étend également à l'amélioration des conditions technologiques de fermentation et de stockage du vin.

Ces conditions, avec une utilisation correcte du dioxyde de soufre (en limitant le dosage et le temps de contact avec l'air), conduisent à une augmentation de la qualité des vins et jus, de leur arôme, de leur goût, ainsi que de leur transparence et de leur couleur - propriétés liées au résistance du vin et du jus à la turbidité.

Le dioxyde de soufre est le polluant atmosphérique le plus courant. Il est libéré par toutes les centrales électriques lors de la combustion de combustibles fossiles. Le dioxyde de soufre peut également être rejeté par les entreprises de l'industrie métallurgique (source : charbons à coke), ainsi que par certaines industries chimiques (par exemple, la production d'acide sulfurique). Il se forme lors de la décomposition des acides aminés soufrés qui faisaient partie des protéines d'anciennes plantes qui formaient des gisements de charbon, de pétrole et de schiste bitumineux.

Trouve une application dans l'industrie pour le blanchiment de divers produits : tissus, soie, pâte à papier, plumes, paille, cire, poils, crins, produits alimentaires, pour la désinfection des fruits et des conserves, etc. Comme sous-produit, il se forme du dioxyde de carbone et rejeté dans l'air des locaux de travail de nombreuses industries : acide sulfurique, cellulose, lors du grillage de minerais contenant des métaux soufrés, dans les salles de décapage des usines métallurgiques, dans la production de verre, d'outremer, etc., le soufre est très souvent contenu dans l'air des chaufferies et des cendreries, où il est formé par la combustion de charbons soufrés.

Lorsqu'il est dissous dans l'eau, un faible et instable acide sulfureux H2SO3 (existe uniquement en solution aqueuse)

SO2 + H2O ↔ H2SO3

L'acide sulfureux se dissocie progressivement :

H2SO3 ↔ H+ + HSO3- (première étape, un anion hydrosulfite est formé)

HSO3- ↔ H+ + SO32- (deuxième étape, un anion sulfite est formé)

H2SO3 forme deux séries de sels : moyens (sulfites) et acides (hydrosulfites).

Une réaction qualitative aux sels d'acide sulfureux est l'interaction du sel avec un acide fort, qui libère du SO2 gazeux avec une odeur âcre :

Na2SO3 + 2HCl → 2NaCl + SO2 + H2O 2H+ + SO32- → SO2 + H2O

Oxyde de soufre (IV) et acide sulfureux

L'oxyde de soufre (IV), ou dioxyde de soufre, est dans des conditions normales un gaz incolore avec une odeur âcre et suffocante. Une fois refroidi à -10°C, il se liquéfie en un liquide incolore.

Reçu

1. Dans des conditions de laboratoire, l'oxyde de soufre (IV) est obtenu à partir de sels d'acide sulfureux en les traitant avec des acides forts :

Na 2 SO 3 +H 2 SO 4 =Na 2 SO 4 +S0 2 +H 2 O 2NaHSO 3 +H 2 SO 4 =Na 2 SO 4 +2SO 2 +2H 2 O 2HSO - 3 +2H + =2SO 2 + 2H2O

2. De plus, le dioxyde de soufre est formé par l'interaction de l'acide sulfurique concentré lorsqu'il est chauffé avec des métaux peu actifs :

Cu+2H 2 SO 4 =CuSO 4 +SO 2 +2H 2 O

Cu+4H + +2SO 2- 4 =Cu 2+ + SO 2- 4 +SO 2 +2H 2 O

3. L'oxyde de soufre (IV) se forme également lorsque le soufre est brûlé dans l'air ou l'oxygène :

4. Dans des conditions industrielles, le SO 2 est obtenu par grillage de pyrite FeS 2 ou de minerais soufrés de métaux non ferreux (mélange de zinc ZnS, lustre de plomb PbS, etc.) :

4FeS 2 +11O 2 =2Fe 2 O 3 +8SO 2

Formule développée de la molécule SO 2 :

Quatre électrons de soufre et quatre électrons de deux atomes d'oxygène participent à la formation de liaisons dans une molécule de SO 2. La répulsion mutuelle des paires d'électrons de liaison et de la paire d'électrons solitaires du soufre donne à la molécule une forme angulaire.

Propriétés chimiques

1. L'oxyde de soufre (IV) présente toutes les propriétés des oxydes acides :

Interaction avec l'eau

Interaction avec les alcalis,

Interaction avec les oxydes basiques.

2. L'oxyde de soufre (IV) se caractérise par des propriétés réductrices :

S +4 O 2 +O 0 2 « 2S +6 O -2 3 (en présence d'un catalyseur, lorsqu'il est chauffé)

Mais en présence d'agents réducteurs forts, le SO 2 se comporte comme un agent oxydant :

La dualité rédox de l'oxyde de soufre (IV) s'explique par le fait que le soufre a un état d'oxydation de +4, et donc il peut, en donnant 2 électrons, être oxydé en S +6, et en acceptant 4 électrons, réduit au S°. La manifestation de certaines propriétés dépend de la nature du composant réagissant.

L'oxyde de soufre (IV) est très soluble dans l'eau (40 volumes de SO 2 se dissolvent dans 1 volume à 20°C). Dans ce cas, il se forme de l'acide sulfureux, qui n'existe qu'en solution aqueuse :

SO 2 +H 2 O «H 2 SO 3

La réaction est réversible. Dans une solution aqueuse, l'oxyde de soufre (IV) et l'acide sulfureux sont en équilibre chimique et peuvent être déplacés. Lors de la liaison de H 2 SO 3 (neutralisation de l'acide

u) la réaction se déroule vers la formation d'acide sulfureux ; lorsque le SO 2 est éliminé (en soufflant à travers une solution d'azote ou en chauffant), la réaction se poursuit vers les matières premières. Une solution d'acide sulfureux contient toujours de l'oxyde de soufre (IV), ce qui lui confère une odeur âcre.

L'acide sulfureux possède toutes les propriétés des acides. En solution, il se dissocie par étapes :

H 2 SO 3 “H + +HSO - 3 HSO - 3 “H + +SO 2- 3

Thermiquement instable, volatile. L'acide sulfureux, en tant qu'acide dibasique, forme deux types de sels :

Moyen - sulfites (Na 2 SO 3);

Acide - hydrosulfites (NaHSO 3).

Les sulfites se forment lorsqu'un acide est complètement neutralisé par un alcali :

H 2 SO 3 +2NaOH=Na 2 SO 3 +2H 2 O

Les hydrosulfites sont obtenus en cas de manque d'alcali :

H 2 SO 3 +NaOH=NaHSO 3 +H 2 O

L'acide sulfureux et ses sels ont à la fois des propriétés oxydantes et réductrices, déterminées par la nature du partenaire réactionnel.

1. Ainsi, sous l'influence de l'oxygène, les sulfites sont oxydés en sulfates :

2Na 2 S +4 O 3 +O 0 2 =2Na 2 S +6 O -2 4

L'oxydation de l'acide sulfureux avec le brome et le permanganate de potassium se produit encore plus facilement :

5H 2 S +4 O 3 +2KMn +7 O 4 =2H 2 S +6 O 4 +2Mn +2 S +6 O 4 +K 2 S +6 O 4 +3H 2 O

2. En présence d'agents réducteurs plus énergétiques, les sulfites présentent des propriétés oxydantes :

Presque tous les hydrosulfites et sulfites de métaux alcalins se dissolvent à partir des sels d'acide sulfureux.

3. Puisque H 2 SO 3 est un acide faible, lorsque les acides agissent sur les sulfites et les hydrosulfites, du SO 2 est libéré. Cette méthode est généralement utilisée lors de la production de SO 2 dans des conditions de laboratoire :

NaHSO 3 +H 2 SO 4 =Na 2 SO 4 +SO 2 +H 2 O

4. Les sulfites solubles dans l'eau sont facilement hydrolysés, ce qui entraîne une augmentation de la concentration d'ions OH - dans la solution :

Na 2 SO 3 + NON «NaHSO 3 + NaOH

Application

L'oxyde de soufre (IV) et l'acide sulfureux décolorent de nombreux colorants, formant avec eux des composés incolores. Ces derniers peuvent se décomposer à nouveau lorsqu'ils sont chauffés ou exposés à la lumière, entraînant une restauration de la couleur. Par conséquent, l'effet blanchissant du SO 2 et du H 2 SO 3 diffère de l'effet blanchissant du chlore. Généralement, l'oxyde de soufre (IV) est utilisé pour blanchir la laine, la soie et la paille.

L'oxyde de soufre (IV) tue de nombreux micro-organismes. Par conséquent, pour détruire les moisissures, ils fumigent les sous-sols humides, les caves, les tonneaux de vin, etc. Il est également utilisé pour le transport et le stockage des fruits et des baies. L'oxyde de soufre IV) est utilisé en grande quantité pour produire de l'acide sulfurique.

Une application importante se trouve dans une solution d'hydrosulfite de calcium CaHSO 3 (lessive de sulfite), utilisée pour traiter la pâte à bois et la pâte à papier.

L'oxyde de soufre (IV) a des propriétés acides, qui se manifestent par des réactions avec des substances présentant des propriétés basiques. Les propriétés acides apparaissent lors de l'interaction avec l'eau. Cela produit une solution d'acide sulfureux :

Le degré d'oxydation du soufre dans le dioxyde de soufre gazeux (+4) détermine les propriétés réductrices et oxydantes du dioxyde de soufre gazeux :

vo-tel : S+4 – 2e => S+6

ok-tel : S+4 + 4e => S0

Les propriétés réductrices se manifestent par des réactions avec des agents oxydants puissants : oxygène, halogènes, acide nitrique, permanganate de potassium et autres. Par exemple:

2SO2 + O2 = 2SO3

S+4 – 2e => S+6 2

O20 + 4e => 2O-2 1

Avec des agents réducteurs puissants, le gaz présente des propriétés oxydantes. Par exemple, si vous mélangez du dioxyde de soufre et du sulfure d'hydrogène, ils interagissent dans des conditions normales :

2H2S + SO2 = 3S + 2H2O

S-2 – 2e => S0 2

S+4 + 4e => S0 1

L'acide sulfureux n'existe qu'en solution. Il est instable et se décompose en dioxyde de soufre et en eau. L'acide sulfureux n'est pas un acide fort. C'est un acide de force moyenne qui se dissocie progressivement. Lorsqu'un alcali est ajouté à l'acide sulfureux, des sels se forment. L'acide sulfureux produit deux séries de sels : moyens - sulfites et acides - hydrosulfites.

Oxyde de soufre (VI)

Le trioxyde de soufre présente des propriétés acides. Il réagit violemment avec l’eau en dégageant une grande quantité de chaleur. Cette réaction est utilisée pour produire le produit le plus important de l’industrie chimique : l’acide sulfurique.

SO3 + H2O = H2SO4

Étant donné que le soufre présent dans le trioxyde de soufre a l'état d'oxydation le plus élevé, l'oxyde de soufre (VI) présente des propriétés oxydantes. Par exemple, il oxyde les halogénures, les non-métaux à faible électronégativité :

2SO3 + C = 2SO2 + CO2

S+6 + 2e => S+4 2

C0 – 4e => C+4 2

L'acide sulfurique subit trois types de réactions : acide-base, échange d'ions et redox. Il interagit également activement avec les substances organiques.

Réactions acido-basiques

L'acide sulfurique présente des propriétés acides dans les réactions avec les bases et les oxydes basiques. Il est préférable d'effectuer ces réactions avec de l'acide sulfurique dilué. L'acide sulfurique étant dibasique, il peut former à la fois des sels intermédiaires (sulfates) et des sels acides (sulfates d'hydrogène).

Réactions d'échange d'ions

L'acide sulfurique est caractérisé par des réactions d'échange d'ions. En même temps, il interagit avec les solutions salines, formant un précipité, un acide faible ou libérant du gaz. Ces réactions se produisent plus rapidement si vous prenez de l’acide sulfurique dilué à 45 %, voire plus. Le dégagement de gaz se produit lors de réactions avec des sels d'acides instables, qui se décomposent pour former des gaz (carbonique, dioxyde de soufre, sulfure d'hydrogène) ou pour former des acides volatils tels que l'acide chlorhydrique.

Réactions redox

L'acide sulfurique manifeste ses propriétés le plus clairement dans les réactions redox, car dans sa composition le soufre a le degré d'oxydation le plus élevé de +6. Les propriétés oxydantes de l'acide sulfurique peuvent être détectées lors d'une réaction, par exemple avec le cuivre.

Il y a deux éléments oxydants dans une molécule d’acide sulfurique : un atome de soufre avec du CO. +6 et les ions hydrogène H+. Le cuivre ne peut pas être oxydé par l’hydrogène jusqu’à l’état d’oxydation +1, mais le soufre le peut. C'est la raison de l'oxydation d'un métal aussi inactif que le cuivre par l'acide sulfurique.