Oxid sírový (IV) a kyselina siričitá
Oxid sírový (IV) alebo oxid siričitý je za normálnych podmienok bezfarebný plyn so štipľavým, dusivým zápachom. Po ochladení na -10°C sa skvapalní na bezfarebnú kvapalinu.
Potvrdenie
1. V laboratórnych podmienkach sa oxid sírový (IV) získava zo solí kyseliny sírovej tak, že sa na ne pôsobia silnými kyselinami:
Na2S03 +H2S04 =Na2S04 +S02 +H20 2NaHS03 +H2S04 =Na2S04 +2S02 +2H20 2HS0 - 3 +2H + =2SO2 + 2H20
2. Tiež oxid siričitý vzniká interakciou koncentrovanej kyseliny sírovej pri zahrievaní s nízkoaktívnymi kovmi:
Cu+2H2S04=CuS04+S02+2H20
Cu+4H+ +2SO2-4 =Cu2+ + SO2-4 +SO2 +2H20
3. Oxid sírový (IV) vzniká aj pri spaľovaní síry na vzduchu alebo v kyslíku:
4. V priemyselných podmienkach sa SO 2 získava pražením pyritu FeS 2 alebo sírnych rúd neželezných kovov (zinková zmes ZnS, olovnatý lesk PbS a pod.):
4FeS2+1102=2Fe203+8SO2
Štruktúrny vzorec molekuly SO2:
Na tvorbe väzieb v molekule SO 2 sa podieľajú štyri elektróny síry a štyri elektróny z dvoch atómov kyslíka. Vzájomné odpudzovanie väzbových elektrónových párov a osamoteného elektrónového páru síry dáva molekule uhlový tvar.
Chemické vlastnosti
1. Oxid sírový (IV) vykazuje všetky vlastnosti kyslých oxidov:
Interakcia s vodou
Interakcia s alkáliami,
Interakcia so zásaditými oxidmi.
2. Oxid sírový (IV) sa vyznačuje redukčnými vlastnosťami:
S +4 O 2 + O 0 2 “2S + 6 O -2 3 (v prítomnosti katalyzátora pri zahrievaní)
Ale v prítomnosti silných redukčných činidiel sa SO 2 správa ako oxidačné činidlo:
Redoxná dualita oxidu sírového (IV) sa vysvetľuje skutočnosťou, že síra má v sebe oxidačný stav +4, a preto môže byť darovaním 2 elektrónov oxidovaná na S +6 a prijatím 4 elektrónov redukovaná. na S°. Prejav týchto alebo iných vlastností závisí od povahy reagujúcej zložky.
Oxid sírový (IV) je vysoko rozpustný vo vode (40 objemov SO 2 sa rozpustí v 1 objeme pri 20 °C). V tomto prípade vzniká kyselina sírová, ktorá existuje iba vo vodnom roztoku:
S02+H20 «H2S03
Reakcia je reverzibilná. Vo vodnom roztoku sú oxid sírový (IV) a kyselina sírová v chemickej rovnováhe, ktorá sa môže vytesniť. Pri väzbe H2S03 (neutralizácia kys
u) reakcia prebieha smerom k tvorbe kyseliny sírovej; keď sa S02 odstráni (prefukovaním cez roztok dusíka alebo zahrievaním), reakcia pokračuje smerom k východiskovým materiálom. Roztok kyseliny sírovej vždy obsahuje oxid sírový (IV), ktorý mu dodáva štipľavý zápach.
Kyselina sírová má všetky vlastnosti kyselín. V roztoku sa disociuje postupne:
H2SO3“H+ +HS0-3HSO-3“H++SO2-3
Tepelne nestabilný, prchavý. Kyselina sírová ako dvojsýtna kyselina tvorí dva typy solí:
Stredné - siričitany (Na 2 SO 3);
Kyslé - hydrosulfity (NaHSO 3).
Sulfity sa tvoria, keď je kyselina úplne neutralizovaná zásadou:
H2S03+2NaOH=Na2S03+2H20
Hydrosulfity sa získavajú pri nedostatku alkálií:
H2S03+NaOH=NaHS03+H20
Kyselina sírová a jej soli majú oxidačné aj redukčné vlastnosti, čo je dané povahou reakčného partnera.
1. Pod vplyvom kyslíka sa teda siričitany oxidujú na sírany:
2Na2S +403+002 =2Na2S +60-24
Oxidácia kyseliny sírovej brómom a manganistanom draselným prebieha ešte jednoduchšie:
5H2S+403+2KMn+704=2H2S+604+2Mn+2S+604+K2S+604+3H20
2. V prítomnosti energickejších redukčných činidiel vykazujú siričitany oxidačné vlastnosti:
Takmer všetky hydrosulfity a siričitany alkalických kovov sa rozpúšťajú zo solí kyseliny sírovej.
3. Keďže H 2 SO 3 je slabá kyselina, pri pôsobení kyselín na siričitany a hydrosulfity sa uvoľňuje SO 2. Táto metóda sa zvyčajne používa pri výrobe SO 2 v laboratórnych podmienkach:
NaHS03+H2S04=Na2S04+S02+H20
4. Vo vode rozpustné siričitany ľahko hydrolyzujú, v dôsledku čoho sa zvyšuje koncentrácia OH - iónov v roztoku:
Na2S03 + NON «NaHS03 + NaOH
Aplikácia
Oxid sírový (IV) a kyselina siričitá odfarbujú mnohé farbivá a vytvárajú s nimi bezfarebné zlúčeniny. Ten sa môže pri zahriatí alebo vystavení svetlu opäť rozložiť, čo má za následok obnovenie farby. Preto sa bieliaci účinok SO 2 a H 2 SO 3 líši od bieliaceho účinku chlóru. Typicky sa oxid sírový (IV) používa na bielenie vlny, hodvábu a slamy.
Oxid sírový (IV) zabíja mnoho mikroorganizmov. Preto na ničenie plesňových húb fumigujú vlhké pivnice, pivnice, vínne sudy atď. Používa sa aj na prepravu a skladovanie ovocia a bobúľ. Oxid sírový IV) sa používa vo veľkých množstvách na výrobu kyseliny sírovej.
Významné uplatnenie nachádza roztok hydrosiričitanu vápenatého CaHSO 3 (sulfitový lúh), ktorý sa používa na úpravu dreva a papieroviny.
Štruktúra molekuly SO2
Štruktúra molekuly SO2 je podobná štruktúre molekuly ozónu. Atóm síry je v stave hybridizácie sp2, tvar orbitálov je pravidelný trojuholník a tvar molekuly je hranatý. Atóm síry má jediný elektrónový pár. Dĺžka väzby S–O je 0,143 nm a uhol väzby je 119,5°.
Štruktúra zodpovedá nasledujúcim rezonančným štruktúram:
Na rozdiel od ozónu je multiplicita väzby S–O 2, to znamená, že hlavný príspevok tvorí prvá rezonančná štruktúra. Molekula sa vyznačuje vysokou tepelnou stabilitou.
Zlúčeniny síry +4 - vykazujú redoxnú dualitu, ale s prevahou redukčných vlastností.
1. Interakcia SO2 s kyslíkom
2S+402 + 02S+60
2. Keď SO2 prechádza cez kyselinu sírovodíkovú, tvorí sa síra.
S+402 + 2H2S-2 → 3So + 2 H2O
4 S+4 + 4 → So 1 - oxidačné činidlo (redukcia)
S-2 - 2 → So 2 - redukčné činidlo (oxidácia)
3. Kyselina sírová sa pomaly oxiduje vzdušným kyslíkom na kyselinu sírovú.
2H2S+403 + 20 -> 2H2S+60
4 S+4 - 2 → S+6 2 - redukčné činidlo (oxidácia)
O + 4 → 2O-2 1 - oxidačné činidlo (redukcia)
Potvrdenie:
1) oxid sírový v priemysle:
spaľovanie síry:
pyritové vypaľovanie:
4FeS2 + 1102 = 2Fe203
v laboratóriu:
Na2S03 + H2SO4 = Na2S04 + S02 + H2O
Oxid siričitý bráni kvaseniu, uľahčuje usadzovanie škodlivín, odrezkov hroznového tkaniva s patogénnou mikroflórou a umožňuje vykonávať alkoholové kvasenie s použitím čistých kultúr kvasiniek s cieľom zvýšiť výťažnosť etylalkoholu a zlepšiť zloženie iných produktov alkoholového kvasenia.
Úloha oxidu siričitého sa tak neobmedzuje len na antiseptické účinky zlepšujúce životné prostredie, ale zasahuje aj do zlepšovania technologických podmienok fermentácie a skladovania vína.
Tieto podmienky pri správnom používaní oxidu siričitého (obmedzujúce dávkovanie a čas kontaktu so vzduchom) vedú k zvýšeniu kvality vín a štiav, ich vône, chuti, ako aj priehľadnosti a farby – vlastností spojených s tzv. odolnosť vína a šťavy voči zákalu.
Oxid siričitý je najbežnejšou látkou znečisťujúcou ovzdušie. Uvoľňujú ho všetky elektrárne pri spaľovaní fosílnych palív. Oxid siričitý môžu uvoľňovať aj podniky hutníckeho priemyslu (zdroj: koksovateľné uhlie), ako aj viaceré chemické odvetvia (napríklad výroba kyseliny sírovej). Vzniká pri rozklade aminokyselín obsahujúcich síru, ktoré boli súčasťou bielkovín starých rastlín, ktoré tvorili ložiská uhlia, ropy a ropných bridlíc.
Nájde uplatnenie v priemysle na bielenie rôznych produktov: látky, hodváb, papierová drť, perie, slama, vosk, štetiny, konské vlásie, potravinárske výrobky, na dezinfekciu ovocia a konzerv a pod. Ako vedľajší produkt vzniká oxid uhličitý a uvoľňuje sa do vzduchu pracovných miestností v mnohých priemyselných odvetviach: kyselina sírová, celulóza, pri pražení rúd obsahujúcich sírne kovy, v moriarňach v kovofabrikách, pri výrobe skla, ultramarín atď., veľmi často je síra obsiahnutá v vzduch kotolní a popolníc, kde vzniká spaľovaním uhlia s obsahom síry.
Po rozpustení vo vode je slabý a nestabilný kyselina sírová H2SO3 (existuje iba vo vodnom roztoku)
SO2 + H2O ↔ H2SO3
Kyselina sírová sa disociuje postupne:
H2SO3 ↔ H+ + HSO3- (prvý krok sa vytvorí hydrosulfitový anión)
HSO3- ↔ H+ + SO32- (druhý stupeň, vzniká siričitanový anión)
H2SO3 tvorí dve série solí – stredné (siričitany) a kyslé (hydrosiričitany).
Kvalitatívna reakcia na soli kyseliny sírovej je interakcia soli so silnou kyselinou, ktorá uvoľňuje plynný SO2 so štipľavým zápachom:
Na2SO3 + 2HCl → 2NaCl + SO2 + H2O 2H+ + SO32- → SO2 + H2O
V redoxných procesoch môže byť oxid siričitý oxidačným aj redukčným činidlom, pretože atóm v tejto zlúčenine má stredný oxidačný stav +4.
Ako SO 2 reaguje so silnejšími redukčnými činidlami, ako sú:
S02 + 2H2S = 3S↓ + 2H20
Ako reaguje redukčné činidlo SO 2 so silnejšími oxidačnými činidlami, napríklad v prítomnosti katalyzátora, s atď.:
2S02 + O2 = 2S03
S02 + Cl2 + 2H20 = H2S03 + 2HCl
Potvrdenie
1) Oxid siričitý vzniká pri horení síry:
2) V priemysle sa získava pražením pyritu:
3) V laboratóriu možno získať oxid siričitý:
Cu + 2H2S04 = CuS04 + S02 + 2H20
Aplikácia
Oxid siričitý sa široko používa v textilnom priemysle na bielenie rôznych výrobkov. Okrem toho sa používa v poľnohospodárstve na ničenie škodlivých mikroorganizmov v skleníkoch a pivniciach. Na výrobu kyseliny sírovej sa používa veľké množstvo SO 2 .
oxid sírový (VI) – SO 3 (anhydrid kyseliny sírovej)
Anhydrid kyseliny sírovej SO 3 je bezfarebná kvapalina, ktorá pri teplotách pod 17 o C prechádza do bielej kryštalickej hmoty. Veľmi dobre absorbuje vlhkosť (hygroskopická).
Chemické vlastnosti
Acidobázické vlastnosti
Ako reaguje typický kyslý oxid, anhydrid kyseliny sírovej:
S03 + CaO = CaS04
c) s vodou:
S03 + H20 = H2S04
Zvláštnou vlastnosťou SO 3 je jeho schopnosť dobre sa rozpúšťať v kyseline sírovej. Roztok SO 3 v kyseline sírovej sa nazýva oleum.
Tvorba olea: H2SO4+ n SO3 = H2S04∙ n TAK 3
Redoxné vlastnosti
Oxid sírový (VI) sa vyznačuje silnými oxidačnými vlastnosťami (zvyčajne redukovaný na SO 2):
3S03 + H2S = 4S02 + H20
Príjem a použitie
Anhydrid kyseliny sírovej vzniká oxidáciou oxidu siričitého:
2S02 + O2 = 2S03
Vo svojej čistej forme nemá anhydrid kyseliny sírovej žiadny praktický význam. Získava sa ako medziprodukt pri výrobe kyseliny sírovej.
H2SO4
Zmienka o kyseline sírovej sa prvýkrát objavila medzi arabskými a európskymi alchymistami. Získal sa kalcináciou síranu železnatého (FeSO 4 ∙ 7H 2 O) na vzduchu: 2FeSO 4 = Fe 2 O 3 + SO 3 + SO 2 alebo zmesi s: 6KNO 3 + 5S = 3K 2 SO 4 + 2SO 3 + 3N 2 a uvoľnené pary anhydridu kyseliny sírovej kondenzovali. Absorbovali vlhkosť a zmenili sa na oleum. V závislosti od spôsobu prípravy sa H 2 SO 4 nazýval vitriolový olej alebo sírový olej. V roku 1595 alchymista Andreas Liebavius stanovil identitu oboch látok.
Po dlhú dobu sa vitriolový olej veľmi nepoužíval. Záujem o ňu výrazne vzrástol po 18. storočí. Bol objavený proces získavania indigokarmínu, stabilného modrého farbiva, z indiga. Prvá továreň na výrobu kyseliny sírovej bola založená neďaleko Londýna v roku 1736. Proces prebiehal v olovených komorách, na dno ktorých sa nalievala voda. V hornej časti komory sa spálila roztavená zmes ledku a síry, potom sa do nej zaviedol vzduch. Postup sa opakoval, kým sa na dne nádoby nevytvorila kyselina požadovanej koncentrácie.
V 19. storočí metóda sa zlepšila: namiesto ledku začali používať kyselinu dusičnú (tá dáva, keď sa rozkladá v komore). Na návrat nitróznych plynov do systému boli skonštruované špeciálne veže, ktoré dali celému procesu názov – vežový proces. Továrne fungujúce pomocou vežovej metódy existujú dodnes.
Kyselina sírová je ťažká olejovitá kvapalina, bezfarebná a bez zápachu, hygroskopická; dobre sa rozpúšťa vo vode. Pri rozpustení koncentrovanej kyseliny sírovej vo vode sa uvoľňuje veľké množstvo tepla, preto ju treba opatrne naliať do vody (a nie naopak!) a roztok premiešať.
Roztok kyseliny sírovej vo vode s obsahom H 2 SO 4 menším ako 70 % sa zvyčajne nazýva zriedená kyselina sírová a roztok nad 70 % je koncentrovaná kyselina sírová.
Chemické vlastnosti
Acidobázické vlastnosti
Zriedená kyselina sírová vykazuje všetky charakteristické vlastnosti silných kyselín. Ona reaguje:
H2S04 + NaOH = Na2S04 + 2H20
H2S04 + BaCl2 = BaS04↓ + 2HCl
Proces interakcie iónov Ba 2+ so síranovými iónmi SO 4 2+ vedie k tvorbe bielej nerozpustnej zrazeniny BaSO 4. Toto kvalitatívna reakcia na síranový ión.
Redoxné vlastnosti
V zriedenej H 2 SO 4 sú oxidačnými činidlami ióny H + a v koncentrovanej H 2 SO 4 sú oxidačnými činidlami S0 4 2+ síranové ióny. Ióny SO 4 2+ sú silnejšie oxidačné činidlá ako ióny H + (pozri diagram). 
IN zriedená kyselina sírová kovy, ktoré sú v elektrochemickom napäťovom rade, sú rozpustené na vodík. V tomto prípade sa tvoria sírany kovov a uvoľňujú sa:
Zn + H2S04 = ZnS04 + H2
Kovy, ktoré sa nachádzajú za vodíkom v sérii elektrochemického napätia, nereagujú so zriedenou kyselinou sírovou:
Cu + H2S04 ≠
Koncentrovaná kyselina sírová je silné oxidačné činidlo, najmä pri zahrievaní. Oxiduje mnohé a niektoré organické látky.
Pri interakcii koncentrovanej kyseliny sírovej s kovmi, ktoré sa nachádzajú za vodíkom v elektrochemickej sérii napätia (Cu, Ag, Hg), vznikajú sírany kovov, ako aj redukčný produkt kyseliny sírovej - SO 2 .
Reakcia kyseliny sírovej so zinkom Pri aktívnejších kovoch (Zn, Al, Mg) možno koncentrovanú kyselinu sírovú redukovať na voľnú kyselinu sírovú. Napríklad, keď kyselina sírová reaguje s v závislosti od koncentrácie kyseliny, môžu súčasne vzniknúť rôzne redukčné produkty kyseliny sírovej - SO 2, S, H 2 S:
Zn + 2H2S04 = ZnS04 + S02 + 2H20
3Zn + 4H2S04 = 3ZnSO4 + S↓ + 4H20
4Zn + 5H2S04 = 4ZnSO4 + H2S + 4H20
Koncentrovaná kyselina sírová v chlade pasivuje napríklad niektoré kovy, a preto sa prepravuje v železných cisternách:
Fe + H2S04 ≠
Koncentrovaná kyselina sírová oxiduje niektoré nekovy (a pod.), pričom sa redukuje na oxid sírový (IV) SO 2:
S + 2H2S04 = 3S02 + 2H20
C + 2H2S04 = 2S02 + C02 + 2H20
Príjem a použitie
V priemysle sa kyselina sírová vyrába kontaktným spôsobom. Proces získavania prebieha v troch fázach:
- Získanie SO 2 pražením pyritu:
4FeS2 + 1102 = 2Fe203 + 8SO2
- Oxidácia SO 2 na SO 3 v prítomnosti katalyzátora – oxidu vanadičného (V):
2S02 + O2 = 2S03
- Rozpustenie SO 3 v kyseline sírovej:
H2SO4+ n SO3 = H2S04∙ n TAK 3
Výsledné oleum sa prepravuje v železných nádržiach. Kyselina sírová požadovanej koncentrácie sa získava z olea jej pridaním do vody. Dá sa to vyjadriť diagramom:
H2SO4∙ n S03 + H20 = H2S04
Kyselina sírová nachádza rôzne aplikácie v rôznych oblastiach národného hospodárstva. Používa sa na sušenie plynov, pri výrobe iných kyselín, na výrobu hnojív, rôznych farbív a liečiv.
Soli kyseliny sírovej
Väčšina síranov je vysoko rozpustná vo vode (CaSO 4 je málo rozpustný, PbSO 4 ešte menej rozpustný a BaSO 4 je prakticky nerozpustný). Niektoré sírany obsahujúce kryštalizačnú vodu sa nazývajú vitrioly:
CuSO 4 ∙ 5H 2 O síran meďnatý
FeSO 4 ∙ 7H 2 O síran železitý
Soli kyseliny sírovej má každý. Ich vzťah k teplu je zvláštny.
Sírany aktívnych kovov (,) sa nerozkladajú ani pri 1000 o C, zatiaľ čo iné (Cu, Al, Fe) sa pri miernom zahriatí rozkladajú na oxid kovu a SO 3:
CuS04 = CuO + S03
Stiahnuť ▼:
Stiahnite si bezplatný abstrakt na tému: „Výroba kyseliny sírovej kontaktnou metódou“
Môžete si stiahnuť abstrakty na iné témy
*na záznamovom obrázku je fotografia síranu meďnatého
Väčšina oxidu sírového (IV) sa používa na výrobu kyseliny sírovej. Oxid sírový (IV) sa tiež používa na získanie rôznych solí kyseliny sírovej. Kyselina sírová vykazuje kyslé vlastnosti pri reakciách so zásadami a zásaditými oxidmi. Keďže kyselina sírová je dvojsýtna, tvorí dve série solí: stredné - sírany, napríklad Na2SO4, a kyslé - hydrosírany, napríklad NaHSO4.
Rozpúšťa sa aj v etanole a kyseline sírovej. V prítomnosti silných redukčných činidiel je SO2 schopný vykazovať oxidačné vlastnosti. Spad aerosólu kyseliny sírovej z dymových svetlíc chemických závodov je častejšie pozorovaný pri nízkej oblačnosti a vysokej vlhkosti vzduchu.
Oxid siričitý dosahuje najvyššie koncentrácie na severnej pologuli, najmä nad územím USA, Európy, Číny, európskej časti Ruska a Ukrajiny. Tvorba bielej zrazeniny BaSO4 (nerozpustná v kyselinách) sa využíva na identifikáciu kyseliny sírovej a rozpustných síranov.
Kyselina sírová existuje iba v roztoku. Oxid sírový má kyslé vlastnosti. Táto reakcia sa využíva na výrobu najdôležitejšieho produktu chemického priemyslu – kyseliny sírovej. Pretože síra v oxide sírovom má najvyšší oxidačný stav, oxid sírový (VI) vykazuje oxidačné vlastnosti.
Otázka: Aké chemické vlastnosti kyselín poznáte? Používa sa aj ako konzervačná látka (potravinová prísada E220). Keďže tento plyn zabíja mikroorganizmy, používa sa na fumigáciu skladov a skladov zeleniny. Pyrometalurgické podniky neželeznej a železnej metalurgie, ako aj tepelné elektrárne vypúšťajú ročne do atmosféry desiatky miliónov ton anhydridu kyseliny sírovej. 4. Reakcie samooxidácie-samo-redukcie síry sú tiež možné, keď interaguje so siričitanmi.
SO2, kyselina siričitá a jej soli teda môžu vykazovať oxidačné aj redukčné vlastnosti. Sírovodík sa používa na výrobu síry, siričitanov, tiosíranov a kyseliny sírovej a v laboratórnej praxi na zrážanie sulfidov. Používa sa pri výrobe kyseliny fosforečnej, chlorovodíkovej, boritej, fluorovodíkovej a iných.
Vykazuje typické vlastnosti kyslých oxidov a je vysoko rozpustný vo vode, pričom vytvára slabú kyselinu sírovú. Chemické vlastnosti kyseliny sírovej do značnej miery závisia od jej koncentrácie. Síran meďnatý CuSO4 5H2O sa používa v poľnohospodárstve na boj proti škodcom a chorobám rastlín.
Zlúčeniny síry s oxidačným stavom +1
3. Napíšte reakčné rovnice charakterizujúce vlastnosti zriedenej kyseliny sírovej ako elektrolytu. Plastová síra má tmavú farbu a môže sa naťahovať ako guma. Proces oxidácie jedného oxidu na druhý je reverzibilný. Tepelné účinky chemických reakcií. Periodické zmeny vlastností oxidov, hydroxidov, vodíkových zlúčenín chemických prvkov. Fyzikálne a chemické vlastnosti vodíka.
Rozpúšťa sa vo vode za vzniku nestabilnej kyseliny sírovej; rozpustnosť 11,5 g/100 g vody pri 20 °C, s rastúcou teplotou klesá. Tento vazodilatačný účinok oxidu siričitého je sprostredkovaný cez ATP-senzitívne vápnikové kanály a vápnikové kanály typu L („dihydropyridín“). Oxid siričitý v zemskej atmosfére výrazne oslabuje vplyv skleníkových plynov (oxid uhličitý, metán) na zvyšovanie teploty atmosféry.
Rozmanitosť foriem oxidu sírového je spojená so schopnosťou molekúl SO3 polymerizovať v dôsledku tvorby väzieb donor-akceptor. Polymérne štruktúry S03 sa ľahko premieňajú jedna na druhú a tuhý S03 zvyčajne pozostáva zo zmesi rôznych foriem, ktorých relatívny obsah závisí od podmienok prípravy anhydridu kyseliny sírovej.
Síran železitý FeSO4 7H2O sa predtým používal na liečbu svrabu, helmintiázy a nádorov žliaz a v súčasnosti sa používa na kontrolu poľnohospodárskych škodcov. Glauberovu soľ (mirabilit) Na2SO4 10H2O získal nemecký chemik I.R Glauber pôsobením kyseliny sírovej na chlorid sodný v medicíne sa používa ako preháňadlo.
Je nestabilný a rozkladá sa na oxid siričitý a vodu. Kyselina sírová nie je silná kyselina. Je to kyselina strednej sily a postupne sa disociuje. Kyselina sírová podlieha trom typom reakcií: acidobázickej, iónovej výmene a redoxnej.
Tieto reakcie sa najlepšie uskutočňujú so zriedenou kyselinou sírovou. Kyselina sírová sa vyznačuje iónomeničovými reakciami. K vývoju plynu dochádza pri reakciách so soľami nestabilných kyselín, ktoré sa rozkladajú za vzniku plynov (uhličitý, oxid siričitý, sírovodík) alebo za vzniku prchavých kyselín, ako je kyselina chlorovodíková.
Pozor! Ukážky snímok slúžia len na informačné účely a nemusia predstavovať všetky funkcie prezentácie. Zadanie: Napíšte rovnicu pre disociáciu kyseliny sírovej.
Je zaujímavé, že citlivosť na SO2 sa medzi jednotlivcami, zvieratami a rastlinami značne líši. Tiosíran sodný obsahuje dva atómy síry v rôznych oxidačných stavoch a vykazuje redukčné vlastnosti.
SO2 odfarbuje organické farbivá a používa sa na bielenie hodvábu, vlny a slamy. Koncentrovaná kyselina sírová sa používa na čistenie ropných produktov od síry a nenasýtených organických zlúčenín. Pre svoju vysokú hygroskopickosť sa používa na sušenie plynov a koncentrovanie kyseliny dusičnej.
Sírovodík a sulfidy. Keď sa sírovodík rozpustí vo vode, vytvorí sa slabá kyselina sírovodík, ktorej soli sa nazývajú sulfidy. Soli kyseliny sírovej ako dvojsýtnej kyseliny môžu byť stredné - siričitany, napríklad siričitan sodný Na2S03, a kyslé - hydrosiričitany, napríklad hydrosulfit sodný NaHS03.
Používa sa aj ako rozpúšťadlo v laboratóriách. Učiteľ: Kyselina sírová je nestabilná zlúčenina, ľahko sa rozkladá na oxid sírový (IV) a vodu, preto existuje iba vo vodných roztokoch. V absorpčnej veži je oxid sírový (VI) absorbovaný koncentrovanou kyselinou sírovou. Vzhľadom na to, že oxid siričitý vzniká vo veľkých množstvách ako odpad, je jedným z hlavných plynov, ktoré znečisťujú atmosféru.
Časť I
1. Sírovodík.
1) Štruktúra molekuly:
2) Fyzikálne vlastnosti: bezfarebný plyn so štipľavým zápachom po skazených vajciach, ťažší ako vzduch.
3) Chemické vlastnosti (doplňte reakčné rovnice a zvážte rovnice vo svetle TED alebo z hľadiska oxidačno-redukcie).
4) Sírovodík v prírode: vo forme zlúčenín - sulfidov, vo voľnej forme - v sopečných plynoch.
2. Oxid sírový (IV) – SO2
1) Získané v priemysle. Napíšte reakčné rovnice a uvážte ich z hľadiska oxidačno-redukčnej.
2) Získané v laboratóriu. Zapíšte si reakčnú rovnicu a zvážte ju vo svetle TED:
3) Fyzikálne vlastnosti: plyn so štipľavým dusivým zápachom.
4) Chemické vlastnosti.
3. Oxid sírový (VI) - SO3.
1) Príprava syntézou z oxidu sírového (IV):
2) Fyzikálne vlastnosti: kvapalina, ťažšia ako voda, zmiešaná s kyselinou sírovou – oleum.
3) Chemické vlastnosti. Vykazuje typické vlastnosti kyslých oxidov:
Časť II
1. Charakterizujte reakciu na syntézu oxidu sírového (VI) podľa všetkých klasifikačných kritérií.
a) katalytické
b) reverzibilné
c) OVR
d) spojenia
e) exotermické
e) spaľovanie
2. Charakterizujte reakciu oxidu sírového (IV) s vodou podľa všetkých klasifikačných kritérií.
a) reverzibilné
b) spojenia
c) nie OVR
d) exotermické
e) nekatalytické
3. Vysvetlite, prečo má sírovodík silné redukčné vlastnosti.
4. Vysvetlite, prečo oxid sírový (IV) môže vykazovať oxidačné aj redukčné vlastnosti:
Potvrďte túto tézu rovnicami zodpovedajúcich reakcií.
5. Síra vulkanického pôvodu vzniká v dôsledku interakcie oxidu siričitého a sírovodíka. Napíšte reakčné rovnice a uvážte ich z hľadiska oxidačno-redukčnej.
6. Napíšte rovnice prechodových reakcií a dešifrujte neznáme vzorce:
7. Napíšte syncwine na tému „Oxid siričitý“.
1) Oxid siričitý
2) Dusivé a drsné
3) Oxid kyseliny, OVR
4) Používa sa na výrobu SO3
5) Kyselina sírová H2SO4
8. Pomocou doplnkových zdrojov informácií vrátane internetu pripravte správu o toxicite sírovodíka (pozor na jeho charakteristický zápach!) a prvú pomoc pri otrave týmto plynom. Zapíšte si plán správ do špeciálneho poznámkového bloku.
Sírovodík
Bezfarebný plyn s vôňou skazených vajec. Vo vzduchu je detekovaný čuchom už v malých koncentráciách. V prírode sa nachádza vo vode z minerálnych prameňov, morí a sopečných plynov. Vzniká pri rozklade bielkovín bez prístupu kyslíka. Do ovzdušia sa môže dostať v mnohých chemických a textilných odvetviach, pri výrobe a rafinácii ropy a z kanalizačných systémov.
Sírovodík je silný jed, ktorý spôsobuje akútne a chronické otravy. Má lokálne dráždivé a celkovo toxické účinky. Pri koncentrácii 1,2 mg/l sa otrava vyvíja rýchlosťou blesku, smrť nastáva v dôsledku akútnej inhibície procesov dýchania tkaniva. Keď sa expozícia zastaví, dokonca aj pri ťažkých formách otravy, obeť môže byť privedená späť k životu.
Pri koncentrácii 0,02-0,2 mg/l sa pozorujú bolesti hlavy, závraty, tlak na hrudníku, nevoľnosť, vracanie, hnačka, strata vedomia, kŕče, poškodenie očnej sliznice, zápal spojiviek, svetloplachosť. Riziko otravy sa zvyšuje v dôsledku straty čuchu. Postupne sa zvyšuje srdcová slabosť a respiračné zlyhanie, kóma.
Prvá pomoc - vyvedenie postihnutého zo znečistenej atmosféry, vdychovanie kyslíka, umelé dýchanie; prostriedky, ktoré stimulujú dýchacie centrum, zahrievajú telo. Odporúča sa tiež glukóza, vitamíny a doplnky železa.
Prevencia - dostatočné vetranie, utesnenie niektorých výrobných prevádzok. Pri spúšťaní pracovníkov do studní a kontajnerov obsahujúcich sírovodík musia používať plynové masky a záchranné pásy na lanách. Plynová záchranná služba je povinná v baniach, výrobných závodoch a závodoch na spracovanie ropy.
