Какие свойства кислотных оксидов проявляет сера

Какие свойства кислотных оксидов проявляет сера thumbnail

Текущая версия страницы пока не проверялась опытными участниками и может значительно отличаться от версии, проверенной 16 февраля 2020; проверки требуют 4 правки.

У этого термина существуют и другие значения, см. Оксид серы.

Оксид серы​(IV)​
Систематическое
наименование
Оксид серы​(IV)​
Хим. формула SO2
Рац. формула SO2
Состояние бесцветный газ
Молярная масса 64,054 г/моль
Плотность 0,002927 г/см³
Энергия ионизации 12,3 ± 0,1 эВ[2]
Температура
 • плавления −75,5 °C
 • кипения −10,01 °C
Энтальпия
 • образования −296,90 кДж/моль
Давление пара 3,2 ± 0,1 атм[2]
Растворимость
 • в воде 11,5 г/100 мл
Рег. номер CAS [7446-09-5]
PubChem 1119
Рег. номер EINECS 231-195-2
SMILES

O=S=O

InChI

InChI=1S/O2S/c1-3-2

RAHZWNYVWXNFOC-UHFFFAOYSA-N

Кодекс Алиментариус E220
RTECS WS4550000
ChEBI 18422
ChemSpider 1087
Предельная концентрация 10 мг/м³[1]
Токсичность Класс опасности III
Пиктограммы ECB
NFPA 704

2

Приведены данные для стандартных условий (25 °C, 100 кПа), если не указано иное.
 Медиафайлы на Викискладе

Окси́д се́ры(IV) (диокси́д се́ры, двуокись серы, серни́стый газ, серни́стый ангидри́д) — соединение серы с кислородом состава SO2. В нормальных условиях представляет собой бесцветный газ с характерным резким запахом (запах загорающейся спички). В высоких концентрациях токсичен. Под давлением сжижается при комнатной температуре. Растворяется в воде с образованием нестойкой серни́стой кислоты; растворимость 11,5 г/100 г воды при 20 °C, снижается с ростом температуры. Растворяется также в этаноле и се́рной кислоте. Один из основных компонентов вулканических газов.

Получение[править | править код]

Промышленный способ получения — сжигание серы или обжиг сульфидов, в основном — пирита:

В лабораторных условиях и в природе SO2 получают воздействием сильных кислот на сульфиты и гидросульфиты. Образующаяся сернистая кислота H2SO3 сразу разлагается на SO2 и H2O:

Химические свойства[править | править код]

Спектр поглощения SO2 в ультрафиолетовом диапазоне.

Относится к кислотным оксидам. Растворяется в воде с образованием сернистой кислоты (при обычных условиях реакция обратима):

С щелочами образует сульфиты:

Химическая активность SO2 весьма велика. Наиболее ярко выражены восстановительные свойства SO2, степень окисления серы в таких реакциях повышается:

Предпоследняя реакция является качественной реакцией на сульфит-ион SO32− и на SO2 (обесцвечивание фиолетового раствора).

В присутствии сильных восстановителей SO2 способен проявлять окислительные свойства. Например, для извлечения серы из отходящих газов металлургической промышленности используют восстановление SO2оксидом углерода(II):

Или для получения фосфорноватистой кислоты:

Применение[править | править код]

Большая часть оксида серы(IV) используется для производства сернистой кислоты. Используется также в виноделии в качестве консерванта (пищевая добавка E220). Так как этот газ убивает микроорганизмы, им окуривают овощехранилища и склады. Оксид серы(IV) используется для отбеливания соломы, шёлка и шерсти, то есть материалов, которые нельзя отбеливать хлором. Применяется он также и в качестве растворителя в лабораториях[3]. Оксид серы(IV) применяется также для получения различных солей сернистой кислоты.

Токсическое действие[править | править код]

Оксид серы (IV) SO2 (диоксид серы) в высоких дозах очень токсичен. Симптомы при отравлении сернистым газом — насморк, кашель, охриплость, сильное першение в горле и своеобразный привкус. При вдыхании сернистого газа более высокой концентрации — удушье, расстройство речи, затруднение глотания, рвота, возможен острый отёк лёгких.

При кратковременном вдыхании оказывает сильное раздражающее действие, вызывает кашель и першение в горле.

Длительное воздействие диоксида серы в малых концентрациях также может нести вред организму. Системное исследование, проведённое в 2011 году показывает связь между воздействием диоксида серы на организм и преждевременными родами у женщин.

  • ПДК (предельно допустимая концентрация):
    • в атмосферном воздухе максимально-разовая — 0,5 мг/м³, среднесуточная — 0,05 мг/м³;
    • в помещении (рабочая зона) — 10 мг/м³.

По степени воздействия на человеческий организм сернистый ангидрид относится к III классу опасности (“умеренно-опасное химическое вещество”)[4] согласно ГОСТ 12.1.007-76.

Интересно, что чувствительность по отношению к SO2 весьма различна у отдельных людей, животных и растений. Так, среди растений наиболее устойчивы по отношению к сернистому газу берёза и дуб, наименее — роза, сосна и ель.

По данным исследования[5] средний порог восприятия запаха может превышать ПДК (21 мг/м3), а у части людей порог был значительно выше среднего значения.

Биологическая роль[править | править код]

Роль эндогенного сернистого газа в физиологии организма млекопитающих ещё окончательно не выяснена.[6] Сернистый газ блокирует нервные импульсы от рецепторов растяжения лёгких и устраняет рефлекс, возникающий в ответ на перерастяжение лёгких, стимулируя тем самым более глубокое дыхание.

Показано, что эндогенный сернистый газ играет роль в предотвращении повреждения лёгких, уменьшает образование свободных радикалов, оксидативный стресс и воспаление в лёгочной ткани, в то время как экспериментальное повреждение лёгких, вызываемое олеиновой кислотой, сопровождается, наоборот, снижением образования сернистого газа и активности опосредуемых им внутриклеточных путей и повышением образования свободных радикалов и уровня оксидативного стресса. Что ещё более важно, блокада фермента, способствующего образованию эндогенного сернистого газа, в эксперименте способствовала усилению повреждения лёгких, оксидативного стресса и воспаления и активации апоптоза клеток лёгочной ткани. И напротив, обогащение организма подопытных животных серосодержащими соединениями, такими, как глютатион и ацетилцистеин, служащими источниками эндогенного сернистого газа, приводило не только к повышению содержания эндогенного сернистого газа, но и к уменьшению образования свободных радикалов, оксидативного стресса, воспаления и апоптоза клеток лёгочной ткани.[7]

Считают, что эндогенный сернистый газ играет важную физиологическую роль в регуляции функций сердечно-сосудистой системы, а нарушения в его метаболизме могут играть важную роль в развитии таких патологических состояний, как лёгочная гипертензия, гипертоническая болезнь, атеросклероз сосудов, ишемическая болезнь сердца, ишемия-реперфузия и др.[8]

Показано, что у детей с врождёнными пороками сердца и лёгочной гипертензией повышен уровень гомоцистеина (вредного токсичного метаболита цистеина) и снижен уровень эндогенного сернистого газа, причём степень повышения уровня гомоцистеина и степень снижения выработки эндогенного сернистого газа коррелировала со степенью выраженности лёгочной гипертензии. Предложено использовать гомоцистеин как маркер степени тяжести состояния этих больных и указано, что метаболизм эндогенного сернистого газа может быть важной терапевтической мишенью у этих больных.[9]

Также показано, что эндогенный сернистый газ понижает пролиферативную активность клеток гладких мышц эндотелия сосудов, угнетая активность MAPK-сигнального пути и одновременно активируя аденилатциклазный путь и протеинкиназу A.[10] А пролиферация гладкомышечных клеток стенок сосудов считается одним из механизмов гипертензивного ремоделирования сосудов и важным звеном патогенеза артериальной гипертензии, а также играет роль в развитии стеноза (сужения просвета) сосудов, предрасполагающего к развитию в них атеросклеротических бляшек.

Эндогенный сернистый газ оказывает эндотелий-зависимое вазодилатирующее действие в низких концентрациях, а в более высоких концентрациях становится эндотелий-независимым вазодилататором, а также оказывает отрицательное инотропное действие на миокард (понижает сократительную функцию и сердечный выброс, способствуя снижению артериального давления). Этот вазодилатирующий эффект сернистого газа опосредуется через АТФ-чувствительные кальциевые каналы и кальциевые каналы L-типа («дигидропиридиновые»). В патофизиологических условиях эндогенный сернистый газ оказывает противовоспалительное действие и повышает антиоксидантный резерв крови и тканей, например при экспериментальной лёгочной гипертензии у крыс. Эндогенный сернистый газ также снижает повышенное артериальное давление и тормозит гипертензивное ремоделирование сосудов у крыс в экспериментальных моделях гипертонической болезни и лёгочной гипертензии. Последние (на 2015 год) исследования показывают также, что эндогенный сернистый газ вовлечён в регуляцию липидного метаболизма и в процессы ишемии-реперфузии.[11]

Эндогенный сернистый газ также уменьшает повреждение миокарда, вызванное экспериментальной гиперстимуляцией адренорецепторов изопротеренолом, и повышает антиоксидантный резерв миокарда.[12]

Воздействие на атмосферу[править | править код]

Из-за образования в больших количествах в качестве отходов диоксид серы является одним из основных газов, загрязняющих атмосферу.

Наибольшую опасность представляет собой загрязнение соединениями серы, которые выбрасываются в атмосферу при сжигании угольного топлива, нефти и природного газа, а также при выплавке металлов и производстве серной кислоты.

Антропогенное загрязнение серой в два раза превосходит природное[13][14]. Серный ангидрид образуется при постепенном окислении сернистого ангидрида кислородом воздуха с участием света. Конечным продуктом реакции является аэрозоль серной кислоты в воздухе, раствор в дождевой воде (в облаках). Выпадая с осадками, она подкисляет почву, обостряет заболевания дыхательных путей, скрыто угнетающе воздействует на здоровье человека. Выпадение аэрозоля серной кислоты из дымовых факелов химических предприятий чаще отмечается при низкой облачности и высокой влажности воздуха. Растения около таких предприятий обычно бывают густо усеяны мелкими некротическими пятнами, образовавшимися в местах оседания капель серной кислоты, что доказывает присутствие её в окружающей среде в существенных количествах. Пирометаллургические предприятия цветной и чёрной металлургии, а также ТЭЦ ежегодно выбрасывают в атмосферу десятки миллионов тонн серного ангидрида.
Необходимо отметить также, что диоксид серы имеет максимум в спектре поглощения света в ультрафиолетовой области (190—220 нм), что совпадает с максимумом в спектре поглощения озона. Это свойство диоксида серы позволяет утверждать, что наличие этого газа в атмосфере имеет также положительный эффект, предотвращая возникновение и развитие онкологических заболеваний кожи человека. Диоксид серы в атмосфере Земли существенно ослабляет влияние парниковых газов (диоксид углерода, метан) на рост температуры атмосферы[15].
Наибольших концентраций сернистый газ достигает в северном полушарии, особенно над территорией США, Европы, Китая, европейской части России и Украины. В южном полушарии содержание его значительно ниже[16].

Примечания[править | править код]

  1. ↑ Ошибка в сносках?: Неверный тег <ref>; для сносок onx.distant.ru не указан текст
  2. 1 2 https://www.cdc.gov/niosh/npg/npgd0575.html
  3. Гордон А., Форд Р. Спутник химика / Пер. на русск. Е. Л. Розенберга, С. И. Коппель. — М.: Мир, 1976. — 544 с.
  4. ↑ Ошибка в сносках?: Неверный тег <ref>; для сносок xumuk.ru не указан текст
  5. Mary O. Amdur, Walter W. Melvin, Philip Drinker. Effects of Inhalation of Sulphur Dioxide by Man (англ.) // The Lancet. — Elsevier B.V, 1953. — 1 October (vol. 262 (iss. 6789). — P. 758—759. — ISSN 0140-6736. — doi:10.1016/S0140-6736(53)91455-X.
  6. Liu, D.; Jin, H; Tang, C; Du, J. Sulfur dioxide: a novel gaseous signal in the regulation of cardiovascular functions (англ.) // Mini-Reviews in Medicinal Chemistry (англ.)русск. : journal. — 2010. — Vol. 10, no. 11. — P. 1039—1045. — PMID 20540708. Архивировано 26 апреля 2013 года.
  7. Chen S, Zheng S, Liu Z, Tang C, Zhao B, Du J, Jin H. Endogenous sulfur dioxide protects against oleic acid-induced acute lung injury in association with inhibition of oxidative stress in rats. // Lab Invest.. — Feb 2015. — Т. 95, вып. 95(2), № 2. — С. 142—156. — doi:10.1038/labinvest.2014.147. — PMID 25581610.
  8. Tian H. Advances in the study on endogenous sulfur dioxide in the cardiovascular system. // Chin Med J. — Nov 2014. — Т. 127, вып. 127(21), № 21. — С. 3803—3807. — PMID 25382339.
  9. Yang R, Yang Y, Dong X, Wu X, Wei Y. Correlation between endogenous sulfur dioxide and homocysteine in children with pulmonary arterial hypertension associated with congenital heart disease (кит.) // Zhonghua Er Ke Za Zhi. — Aug 2014. — 第52卷, 第52(8)期, 第8数. — 第625—629 页. — PMID 25224243.
  10. Liu D, Huang Y, Bu D, Liu AD, Holmberg L, Jia Y, Tang C, Du J, Jin H. Sulfur dioxide inhibits vascular smooth muscle cell proliferation via suppressing the Erk/MAP kinase pathway mediated by cAMP/PKA signaling. // Cell Death Dis.. — May 2014. — Т. 5, вып. 5(5), № 5. — С. e1251. — doi:10.1038/cddis.2014.229.. — PMID 24853429.
  11. Wang XB, Jin HF, Tang CS, Du JB. The biological effect of endogenous sulfur dioxide in the cardiovascular system. // Eur J Pharmacol.. — 16 Nov 2011. — Т. 670, вып. 670(1), № 1. — doi:10.1016/j.ejphar.2011.08.031. — PMID 21925165.
  12. Liang Y, Liu D, Ochs T, Tang C, Chen S, Zhang S, Geng B, Jin H, Du J. Endogenous sulfur dioxide protects against isoproterenol-induced myocardial injury and increases myocardial antioxidant capacity in rats. // Lab Invest.. — Jan 2011. — Т. 91, вып. 91(1), № 1. — С. 12—23. — doi:10.1038/labinvest.2010.156. — PMID 20733562.
  13. ↑ Серный ангидрид, его воздействие на окружающую среду. Дата обращения 21 ноября 2013.
  14. ↑ Основы расчета нормативов пдв. Дата обращения 21 ноября 2013.
  15. ↑ Проблемы загрязнения атмосферы. Парниковый эффект.. Дата обращения 21 ноября 2013.
  16. ↑ Экологические кризисы. Дата обращения 21 ноября 2013.

Литература[править | править код]

  • Ахметов Н. С. Общая и неорганическая химия. — М.: Высшая школа, 2001.
  • Карапетьянц М. Х., Дракин С. И. Общая и неорганическая химия. — М.: Химия, 1994.

Ссылки[править | править код]

  • Global map of sulfur dioxide distribution (англ.)
  • United States Environmental Protection Agency Sulfur Dioxide page (англ.)
  • International Chemical Safety Card 0074 (англ.)
  • IARC Monographs. «Sulfur Dioxide and some Sulfites, Bisulfites and Metabisulfites» v54. 1992. p131. (англ.)
  • Sulfur Dioxide, Molecule of the Month (англ.)

Источник

 Сера с кислородом образует два оксида: SO2 – оксид серы (IV) и SO3 – оксид серы (VI).

Оксид серы (IV) — SO2 (сернистый газ, сернистый ангидрид)

Сернистый газ – это бесцветный газ с резким запахом, ядовит. Тяжелее воздуха более чем в два раза. Хорошо растворяется в воде. При комнатной температуре в одном объёме воды растворяется около 40 объёмов сернистого газа, при этом образуется сернистая кислота H2SO3.

Химические свойства

Кислотно-основные свойства

Сернистый газ – типичный кислотный оксид. Он взаимодействует:

а) с основаниями, образуя два типа солей: кислые (гидросульфиты) и средние (сульфиты):

SO2 + NaOH = NaHSO3

SO2 + 2NaOH = Na2SO3 + H2O

б) с основными оксидами:

SO2 + CaO = CaSO3

SO2 + K2O = K2SO3

в) с водой:

SO2 + H2O = H2SO3

Сернистая кислота существуют только в растворе, относится к двухосновным кислотам. Сернистая кислота обладает всеми общими свойствами кислот.

Окислительно – восстановительные свойства

В окислительно-восстановительных  процессах сернистый газ может быть как окислителем, так и восстановителем, потому что атом серы в этом соединении имеет промежуточную степень окисления +4.

Как окислитель SO2 реагирует с более сильными восстановителями, например с сероводородом:

SO2 + 2H2S = 3S↓ + 2H2O

Как восстановитель SO2 реагирует с более сильными окислителями, например с кислородом в присутствии катализатора, с хлором и т.д.:

2SO2 + O2 = 2SO3

SO2 + Cl2 + 2H2O = H2SO3 + 2HCl

Получение

1) Сернистый газ образуется при горении серы:

S + O2 = SO2

2) В промышленности его получают при обжиге пирита:

4FeS2 + 11O2 = 2Fe2O3 + 8SO2

3) В лаборатории сернистый газ можно получить:

а) при действии кислот на сульфиты:

Na2SO3 + H2SO4 = Na2SO4 + H2SO3→SO2↑ + H2O

б) при взаимодействии концентрированной серной кислоты с тяжелыми металлами:

Cu + 2H2SO4 = CuSO4 + SO2↑ + 2H2O

Применение

Сернистый газ находит широкое применение в текстильной промышленности для отбеливания различных изделий. Кроме того, его используют в сельском хозяйстве для уничтожения вредных микроорганизмов в теплицах и погребах. В больших количествах SO2 идет на получение серной кислоты.

Оксид серы (VI) – SO3 (серный ангидрид)

Серный ангидрид SO3 – это бесцветная жидкость, которая при температуре ниже 17оС превращается в белую кристаллическую массу. Очень хорошо поглощает влагу (гигроскопичен).

Химические свойства

Кислотно-основные свойства

Как типичный кислотный оксид серный ангидрид взаимодействует:

а) с основаниями, образуя два типа солей – кислые (гидросульфиты) и средние (сульфаты):

SO3 + NaOH = NaHSO4

SO3 + 2NaOH = Na2SO4 + H2O

б) с основными оксидами:

SO3 + CaO = CaSO4

в) с водой:

SO3 + H2O = H2SO4

Особым свойством SO3 является его способность хорошо растворяться в серной кислоте. Раствор SO3 в серной кислоте имеет название олеум.

Образование олеума: H2SO4 + nSO3 = H2SO4 ∙ nSO3

Окислительно-восстановительные свойства

Оксид серы (VI) характеризуется сильными окислительными свойствами (обычно восстанавливается до SO2):

3SO3 + H2S = 4SO2 + H2O

Получение и применение

Серный ангидрид образуется при окислении сернистого газа:

2SO2 + O2 = 2SO3

В чистом виде серный ангидрид практического значения не имеет. Он получается как промежуточный продукт при производстве серной кислоты.

Серная кислота H2SO4

Упоминания о серной кислоте впервые встречаются у арабских и европейских алхимиков. Ее получали, прокаливая на воздухе железный купорос (FeSO4∙7H2O): 2FeSO4 = Fe2O3 + SO3↑ + SO2↑ либо смесь серы с селитрой: 6KNO3 + 5S = 3K2SO4 + 2SO3↑ + 3N2↑, а выделяющиеся пары серного ангидрида конденсировали. Поглощая влагу, они превращались в олеум. В зависимости от способа приготовления H2SO4 называли купоросным маслом или серным маслом. В 1595 г. алхимик Андреас Либавий установил тождественность обоих веществ.

Долгое время купоросное масло не находило широкого применения. Интерес к нему сильно возрос после того, как в XVIII в. был открыт процесс получения из индиго индигокармина – устойчивого синего красителя. Первую фабрику по производству серной кислоты основали недалеко от Лондона в 1736 г. Процесс осуществляли в свинцовых камерах, на дно которых наливали воду. В верхней части камеры сжигали расплавленную смесь селитры с серой, затем туда запускали воздух. Процедуру повторяли до тех пор, пока на дне ёмкости не образовывалась кислота требуемой концентрации.

В XIX в. способ усовершенствовали: вместо селитры стали использовать азотную кислоту (она при разложении в камере даёт NO2). Чтобы возвращать в систему нитрозные газы были сконструированы специальные башни, которые и дали название всему процессу – башенный процесс. Заводы, работающие по башенному методу, существуют и в наше время.

Серная кислотаСерная кислота

Серная кислота – это тяжелая маслянистая жидкость без цвета и запаха, гигроскопична; хорошо растворяется в воде. При растворении концентрированной серной кислоты в воде выделяется большое количество тепла, поэтому ее надо осторожно приливать в воду (а не наоборот!) и перемешивать раствор.

Раствор серной кислоты в воде с содержанием H2SO4 менее 70% обычно называют разбавленной серной кислотой, а раствор более 70% — концентрированной серной кислотой.

Химические свойства

Кислотно-основные свойства

Разбавленная серная кислота проявляет все характерные свойства сильных кислот. Она реагирует:

а) с основными оксидами:

MgO + H2SO4 = MgSO4 + H2O

б) с основаниями:

H2SO4 + NaOH = Na2SO4 + 2H2O

в) с солями:

H2SO4 + BaCl2 = BaSO4↓ + 2HCl

Процесс взаимодействия ионов Ва2+ с сульфат-ионами SO42+ приводит к образованию белого нерастворимого осадка BaSO4. Это качественная реакция на сульфат-ион.

Окислительно – восстановительные свойства

В разбавленной H2SO4 окислителями являются ионы водорода Н+, а в концентрированной – сульфат-ионы SO42+. Ионы SO42+ являются более сильными окислителями, чем ионы Н+ (см.схему).Какие свойства кислотных оксидов проявляет сера

В разбавленной серной кислоте растворяются металлы, которые в электрохимическом ряду напряжений находятся до водорода. При этом образуются сульфаты металлов и выделяется водород:

Zn + H2SO4 = ZnSO4 + H2↑

Металлы, которые в электрохимическом ряду напряжений находятся после водорода, не реагируют с разбавленной серной кислотой:

Cu + H2SO4 ≠

Концентрированная серная кислота является сильным окислителем, особенно при нагревании. Она окисляет многие металлы, неметаллы и некоторые органические вещества.

При взаимодействии концентрированной серной кислоты с металлами, которые в электрохимическом ряду напряжений находятся после водорода (Cu, Ag, Hg), образуются сульфаты металлов, а также продукт восстановления серной кислоты – SO2.

Реакция серной кислоты с цинком фотоРеакция серной кислоты с цинком

Более активными металлами (Zn, Al, Mg) концентрированная серная кислота может восстанавливаться до свободной серы или сероводорода. Например, при взаимодействии серной кислоты с цинком, магнием, алюминием в зависимости от концентрации кислоты одновременно могут образовываться различные продукты восстановления серной кислоты – SO2, S, H2S:

Zn + 2H2SO4 = ZnSO4 + SO2↑ + 2H2O

3Zn + 4H2SO4 = 3ZnSO4 + S↓ + 4H2O

4Zn + 5H2SO4 = 4ZnSO4 + H2S↑ + 4H2O

На холоде концентрированная серная кислота пассивирует некоторые металлы, например алюминий и железо, поэтому ее перевозят в железных цистернах:

Fe + H2SO4 ≠

Концентрированная серная кислота окисляет некоторые неметаллы (серу, углерод и др.), восстанавливаясь до оксида серы (IV) SO2:

S + 2H2SO4 = 3SO2↑ + 2H2O

C + 2H2SO4 = 2SO2↑ + CO2↑ + 2H2O

Получение и применение

Реакция серной кислоты с сахаромРеакция серной кислоты с сахаром

В промышленности серную кислоту получают контактным способом. Процесс получения происходит в три стадии:

  1. Получение SO2 путем обжига пирита:

4FeS2 + 11O2 = 2Fe2O3 + 8SO2↑

  1. Окисление SO2 в SO3 в присутствии катализатора – оксида ванадия (V):

2SO2 + O2 = 2SO3

  1. Растворение SO3 в серной кислоте:

H2SO4 + nSO3 = H2SO4 ∙ nSO3

Полученный олеум перевозят в железных цистернах. Из олеума получают серную кислоту нужной концентрации, приливая его в воду. Это можно выразить схемой:

H2SO4 ∙ nSO3 + H2O = H2SO4

Серная кислота находит разнообразное применение в самых различных областях народного хозяйства. Ее используют для осушки газов, в производстве других кислот, для получения удобрений, различных красителей и лекарственных средств.

Соли серной кислоты

Железный купорос Железный купорос

Большинство сульфатов хорошо растворимы в воде (малорастворим CaSO4, еще менее PbSO4 и практически нерастворим BaSO4). Некоторые сульфаты, содержащие кристаллизационную воду, называются купоросами:

CuSO4 ∙ 5H2O              медный купорос

FeSO4 ∙ 7H2O               железный купорос

Соли серной кислоты имеют все общие свойства солей. Особенным является их отношение к нагреванию.

Сульфаты активных металлов (Na, K, Ba) не разлагаются даже при 1000оС, а других (Cu, Al, Fe) – распадаются при небольшом нагревании на оксид металла и SO3:

Na2SO4 ≠

CuSO4 = CuO + SO3

Скачать:

Скачать бесплатно реферат на тему: «Производство серной кислоты контактным способом»
Производство-серной-кислоты-контактным-способом.docx (67 Загрузок)

Скачать рефераты по другим темам можно здесь

*на изображении записи фотография медного купороса

Источник