Кислород: химическая характеристика

                                                                  2NO₂ 2NO + О₂ ,

                                                                   2SO₂ + О₂ 2SO₃,

                                                          2SO₃ + NO₂ + NO (NO)₂S₂O₇.

    В присутствии следов воды на стенках  колбы обнаруживаются Н₂SO₄ и NOНSO₄:

                                                    3NO₂ + 2SO₂ + H₂O 2NOHSO₄ + NO .

    Нитрозилсерная  кислота разлагается :

    2NOHSO₄ + Н₂О

2H₂SO₄ + NO + NO₂.

    Ранее этот процесс использовался для  получения серной кислоты.

    При взаимодействии с более слабыми  окислителями SО₂ может окисляться до других степеней окисления. Например, при пропускании SО₂ через взвесь MnO₂ в воде образуется дитионат MnS₂O₆, производное серы(V).

    2SO₂ + MnO₂ → MnS₂O₆ ,

        Окислительные свойства SО₂ проявляются при взаимодействии с сильными восстановителями, например, H₂S :

                                                  2 H₂S_(г) + SО_2(г) =3S + 2H₂O_(г).

         С этим процессом связано образование свободной серы при вулканических процессах.

    SO₂ диспропорционирует в щелочном растворе с образованием сульфатов и сульфидов:

                                           4SO₂ + 8KOH → 3K₂SO₄ + K₂S + 4H₂O

    Взвесь  пыли металлического цинка в воде восстанавливает SO₂ до производных серы (III) - дитионитов и дитионистой кислоты:

                 Zn + 2SO₂ = ZnS₂O₄         или    2NaHSO₃ + SO₂ + Zn = ZnSO₃ + Na₂S₂O₄ + H₂O.

    Наличие неподеленной электронной пары в  молекуле SO₂ обусловливает не только восстановительные, но и комплексообразующие свойства, в частности, образование гидратов.

    Молекула SO₂ служит нейтральным лигандом в многочисленных комплексах с переходными металлами, например:  [RuCl(NH₃)₄(SO₂)]Cl.

    Их  образование протекает по донорно-акцепторному механизму, при этом молекула SO₂ может присоединяться (координироваться) к атому металла через атом серы или атом кислорода и действовать как концевой (однодентатный) или мостиковый (бидентатный) лиганды.

    Оксид серы (VI) – черный триоксид : SО₃ производится каталитическим (V₂O₅, Pt, NO) окислением SO₂ при 500^оС для получения H₂SO₄. Он выделяется также при термическом распаде сульфатов металлов:

    PbSO₄ ←→ PbO + SO₃

или дисульфатов:

    BaS₂O₇ ←→ BaSO₄ + SO₃

    При этом SО₃ частично диссоциирует на SО₂ и О₂. В лаборатории чистый SО₃ получают пропусканием его над P₂O₅. Образующийся продукт присоединения (аддукт) P₂O₅^. SО₃ при нагревании выделяет чистый SО₃.

    Кристаллический триоксид SО₃ плавится при 16^оС. Мономерная газообразная молекула SО₃ имеет форму симметричного плоского треугольника с длиной связи S- O1.43˚A и не обладает дипольным моментом. Они связаны общими вершинами в циклические тримеры S₃О₉, напоминающие циклические метаполифосфаты и силикаты, или бесконечные спиральные цепи.

    SО₃ - одно из самых реакционноспособных соединений. Проявляет окислительные свойства. Серой и углеродом SО₃ восстанавливается до SO₂:

                                                  2SO₃ + C   2SO₂ + CO₂.

      Выше 500^оС SО₃ восстанавливается моноксидом СО:

                                                   SО₃ + СО SO₂ + СО₂ .

        Особенности взаимодействия SО₃ с галогеноводородами связаны с ростом восстановительных свойств в ряду HCl- HBr- HI. Окислительные свойства SО₃ усиливаются с повышением температуры. При нагревании SО₃ реагирует с газообразным HCl, образуя хлорсерную кислоту HSO₃Cl. При дальнейшем повышении температуры HCl восстанавливает SО₃ до SO₂ с одновременным выделением Cl₂. При взаимодействии с HBr триоксид серы уже при 0^оС восстанавливается до SO₂:

    2SO₃+2HBr

SO₂+Br₂+Н₂SO₄.

    В жидком HI при -51^оС немедленно выделяется I₂, а SO₃ восстанавливается до Н₂ S.

    Взаимодействие SО₃ с газообразным Н₂S протекает с образованием SO₂, Н₂О, S. Но при ~ - 78^оС получается твердый аддукт SO₃^. Н₂S - изомер тиосерной кислоты. При проведении этой реакции в сухом эфире образуется свободная тиосерная кислота:

    

    SО₃ действует как сильнейшая кислота Льюиса, образуя с оксидами металлов соответствующие сульфаты:

    Fe₂O₃ + 3SO₃

Fe₂(SO₄)₃ .

и проявляет  все свойства кислотных оксидов .        

    Серная кислота. 

         H₂SO₄ — сильная двухосновная кислота, отвечающая высшей степени окисления серы (+6). При обычных условиях концентрированная серная кислота — тяжёлая маслянистая жидкость без цвета и запаха. В технике серной кислотой называют её смеси как с водой, так и с серным ангидридом SO₃. Если молярное отношение SO₃:H₂O < 1, то это водный раствор серной кислоты, если > 1, — раствор SO₃ в серной кислоте.

        Физические и химические свойства. Чистая 100 %-ная серная кислота (моногидрат) представляет собой бесцветную маслянистую жидкость, застывающую в кристаллическую массу при +10 °С. Реактивная серная кислота имеет обычно плотность 1,84 г/см3 и содержит около 95 % H₂SO₄. Затвердевает она лишь ниже -20 °С.   

      Температура плавления моногидрата  равна 10,37 °С при теплоте плавления  10,5 кДж/моль. В обычных условиях  он представляет собой очень  вязкую жидкость с весьма высоким  значением диэлектрической проницаемости (e = 100 при 25 °С).

    В промышленности серную кислоту получают контактным( гетерогенный) и нитрозным ( гомогенный процесс) методами.

    Химизм  обоих методов одинаков и идет в несколько стадий:

                                        4FeS₂ + 11O₂ → 2Fe₂O₃ + 8SO₂

                                                   2SO₂ + O₂ → 2SO₃

                                                 SO₃ + H₂O → H₂SO₄

с той  лишь разницей, что в контактном методе используется гетерогенный катализатор  – V₂O₅ – для окисления SO₂ в SO₃ , а в нитрозном – катализатором служит газ –NO:

                                                          NO +¹∕₂ O₂ → NO₂

                                                     SO₂ + NO₂ → SO₃ + NO

                                                        SO₃ + H₂O → H₂SO₄  

    H₂SO₄ - сильная двухосновная кислота.

    H₂SO₄ « H⁺ + HSO₄^- « 2H⁺ + SO₄^2-

    Первая  ступень (для средних концентраций) приводит к 100%-ой диссоциации, константа диссоциации второй ступени равна к₂ = 10^-2.

    Серная  кислота проявляет все свойства характерные кислотам – взаимодействует  с металлами, оксидами, основаниями:

    Zn + H₂SO_4(разб) ® ZnSO₄ + H₂

    с основными оксидами:

    CuO + H₂SO₄ ® CuSO₄ + H₂O

    с гидроксидами:

    H₂SO₄ + 2NaOH ® Na₂SO₄ + 2H₂O

    H₂SO₄ + Cu(OH)₂ ® CuSO₄ + 2H₂O

    обменные  реакции с солями:

    BaCl₂ + H₂SO₄↓ ® BaSO₄ + 2HCl

         Образование белого осадка BaSO₄ (нерастворимого в кислотах) используется для идентификации серной кислоты и растворимых сульфатов.

         Концентрированная серная кислота  широко используется в органической  химии как водоотнимающее  (дегидратирующее)  средство:

                                      С₁₁H₂₂O₁₁ + H₂SO₄ → 12C + H₂SO₄∙ 11H₂O

                                          HCOOH + H₂SO₄ → CO + H₂SO₄∙ H₂O

                                         C₂H₅OH + H₂SO₄ → C₂H₄ + H₂SO₄∙ H₂O

      с основными оксидами:

    CuO + H₂SO₄ ® CuSO₄ + H₂O

      с гидроксидами:

    H₂SO₄ + 2NaOH ® Na₂SO₄ + 2H₂O

    H₂SO₄ + Cu(OH)₂ ® CuSO₄ + 2H₂O

      обменные реакции с солями:

    BaCl₂ + H₂SO₄↓ ® BaSO₄ + 2HCl

    Образование белого осадка BaSO₄ (нерастворимого в кислотах) используется для идентификации серной кислоты и растворимых сульфатов.

      с основными оксидами:

    CuO + H₂SO₄ ® CuSO₄ + H₂O

      с гидроксидами:

    H₂SO₄ + 2NaOH ® Na₂SO₄ + 2H₂O

    H₂SO₄ + Cu(OH)₂ ® CuSO₄ + 2H₂O

      обменные реакции с солями:

    BaCl₂ + H₂SO₄↓ ® BaSO₄ + 2HCl

    Образование белого осадка BaSO₄ (нерастворимого в кислотах) используется для идентификации серной кислоты и растворимых сульфатов

      с основными оксидами:

    CuO + H₂SO₄ ® CuSO₄ + H₂O

      с гидроксидами:

    H₂SO₄ + 2NaOH ® Na₂SO₄ + 2H₂O

    H₂SO₄ + Cu(OH)₂ ® CuSO₄ + 2H₂O