ЕXAMCHEMISTRY

Готовимся к сдаче ЕГЭ по химии

SO₂ - оксид серы (IV). Физические свойства.

SO₂ - диоксид серы, сернистый газ, сернистый ангидрид. При обычной температуре - бесцветный газ с резким запахом, хорошо растворим в воде (в 1 л воды при 20°С растворяется - 40 л SO₂).

Способы получения

1. Окисление кислородом серы, сероводорода, сульфидов

2. Термическое разложение сульфитов

CaSO₃ = СаО + SO₂↑

3.Действие сильных кислот на сульфиты

Na₂SO₃ + 2HCl = SO₂ + Н₂O + 2NaCI

4.Взаимодействие конц. H₂SO₄ с восстановителями, например:

2H₂SO₄ + Си = SO₂↑ + CuSO₄ + 2Н₂O

Химические свойства

SO₂ - кислотный оксид

При растворении SO₂ в воде происходит его частичное соединение с молекулами воды - об разуется слабая сернистая кислота.

Взаимодействие с основными оксидами и щелочами

SO₂ - активный восстановитель

SO₂ + СаО = CaSO₃ сульфит кальция

SO₂ + NaOH = NaHSO₃ гидросульфит натрия

SO₂ + 2NaOH = Н₂O + Na₂SO₃ сульфит натрия

Диоксид серы окисляется в газовой фазе до SO₃:

2SO₂ + O₂ = SO₃

SO₂ + O₃ = SO₃+ O₂

SO₂+ NO₂ = SO₃ + NO

На свету легко окисляется хлором:

SO₂ + Cl₂ — SO₂Cl₂ хлористый сульфурил

В водных растворах при окислении SO₂ образуется серная кислота H₂SO₄:

SO₂ + 2HNO₃ = H₂SO₄ + 2NO₂

SO₂ + Н₂O₂ = H₂SO₄

Обесцвечивание окрашенных окислителей (КМпO₄ и Вr₂) - качественная реакция для распознавания SO₂ (например, отличие его от СO₂, СО, СН₄ и многих других газов):

SO₂ + Вr₂ + 2Н₂О = H₂SO₄ + 2НВr

3SO₂ + 2КМпO₄ + 4Н₂О = 3H₂SO₄ + 2MnO₂↓ + 2КОН

SO₂ - окислитель

Продуктом восстановления SO₂ чаще всего является свободная сера.

SO₂ + 2Н₂S = 3S↓ + 2Н₂О

SO₂ + 2СО = S + 2CO₂

H₂SO₃ - сернистая кислота

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

Сульфиты и гидросульфиты

2-х основная сернистая кислота образует при взаимодействии со щелочами 2 ряда солей: нормальные (средние) - сульфиты Me_x(SO₃)_y и кислые - гидросульфиты Me(HSO₃)_x.

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).

SO₃^- + Н₂O = HSO₃^- + ОН^-

Na₂SO₃ + Н₂O = NaHSO₃ + NaOH

Химические свойства сульфитов

I. Не окислительно-восстановительные реакции

1. Взаимодействие с сильными кислотами:

Na₂SO₃ + 2HCl = 2NaCl + SO₂↑ + Н₂O

NaHSO₃ + HCl = NaCl + SO₂↑ + Н₂O

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

2. Термическое разложение сульфитов:

CaSO₃ = СаО + SO₂↑

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

CaSO₃ + SO₂ + Н₂O = Ca(HSO₃)sub>2

Благодаря этой реакции нерастворимые в воде сульфиты превращаются в растворимые гидросульфиты

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

Na₂SO₃ + ZnCl₂ = ZnSO₃↓ + 2NaCl

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:

Na₂SO₃ + Вr₂ + Н₂O = Na₂SO₄ + 2НВr

5K₂SO₃ + 2КМпO₄ + 3H₂SO₄ = 6K₂SO₄ + 2MnSO₄ + 3Н₂O

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

2Na₂SO₃ + O₂ = 2Na₂SO₄

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:

Na₂SO₃ + ЗС = Na₂S + ЗСО

III. Диспропорционирование сухих сульфитов.

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

4K₂SO₃ = 3K₂SO₄ + K₂S