Formule à caractère d'hydroxyde de soufre supérieur. Oxyde de soufre dans la nature et la vie humaine

Le soufre est courant dans la croûte terrestre, entre autres éléments, se classe au seizième rang. On le trouve à la fois à l’état libre et sous forme liée. Les propriétés non métalliques en sont caractéristiques élément chimique. Son Nom latin Le « soufre » est désigné par le symbole S. L'élément est un constituant de divers composés ioniques contenant de l'oxygène et/ou de l'hydrogène, formant de nombreuses substances appartenant aux classes des acides, des sels et de plusieurs oxydes, dont chacun peut être appelé oxyde de soufre avec l'ajout de symboles indiquant la valence. Les états d'oxydation qu'il présente dans divers composés sont +6, +4, +2, 0, −1, −2. Les oxydes de soufre sont connus avec divers degrés oxydation. Les plus courants sont le dioxyde de soufre et le trioxyde de soufre. Moins connus sont le monoxyde de soufre, ainsi que les oxydes supérieurs (sauf SO3) et inférieurs de cet élément.

Monoxyde de soufre

Un composé inorganique appelé oxyde de soufre II, SO, par apparence cette substance est un gaz incolore. Au contact de l'eau, il ne se dissout pas mais réagit avec elle. Il s’agit d’un composé très rare que l’on trouve uniquement dans un environnement de gaz raréfiés. La molécule SO est thermodynamiquement instable et se transforme initialement en S2O2 (appelé gaz disoufre ou peroxyde de soufre). En raison de la rareté du monoxyde de soufre dans notre atmosphère et de la faible stabilité de la molécule, il est difficile de déterminer pleinement les dangers de cette substance. Mais sous forme condensée ou plus concentrée, l'oxyde se transforme en peroxyde, relativement toxique et caustique. Ce composé est également hautement inflammable (rappelant le méthane dans cette propriété) ; lorsqu'il est brûlé, il produit du dioxyde de soufre, un gaz toxique. L'oxyde de soufre 2 a été découvert près de Io (une des atmosphères de Vénus et du milieu interstellaire. Sur Io, il serait produit par des processus volcaniques et photochimiques. Les principales réactions photochimiques sont les suivantes : O + S2 → S + SO et SO2 → ALORS + O.

Dioxyde de soufre

L'oxyde de soufre IV, ou dioxyde de soufre (SO2), est un gaz incolore à l'odeur âcre et suffocante. À une température de moins 10 C, il passe à l'état liquide et à une température de moins 73 C, il se solidifie. A 20°C, environ 40 volumes de SO2 se dissolvent dans 1 litre d'eau.

Cet oxyde de soufre, se dissolvant dans l'eau, forme de l'acide sulfureux, puisqu'il s'agit de son anhydride : SO2 + H2O ↔ H2SO3.

Il interagit avec les bases et 2NaOH + SO2 → Na2SO3 + H2O et SO2 + CaO → CaSO3.

Le dioxyde de soufre se caractérise par les propriétés à la fois d’agent oxydant et d’agent réducteur. Il est oxydé par l'oxygène de l'air en anhydride sulfurique en présence d'un catalyseur : SO2 + O2 → 2SO3. Avec des réducteurs forts comme le sulfure d'hydrogène, il joue le rôle d'un agent oxydant : H2S + SO2 → S + H2O.

Le dioxyde de soufre est utilisé dans l’industrie principalement pour produire de l’acide sulfurique. Le dioxyde de soufre est produit en brûlant des pyrites de soufre ou de fer : 11O2 + 4FeS2 → 2Fe2O3 + 8SO2.

Anhydride sulfurique

L'oxyde de soufre VI, ou trioxyde de soufre (SO3), est un produit intermédiaire et n'a aucune signification indépendante. En apparence, c'est un liquide incolore. Il bout à une température de 45 °C et en dessous de 17 °C, il se transforme en une masse cristalline blanche. Ce soufre (avec un état d'oxydation de l'atome de soufre + 6) est extrêmement hygroscopique. Avec l'eau, il forme de l'acide sulfurique : SO3 + H2O ↔ H2SO4. Lorsqu'il est dissous dans l'eau, il libère une grande quantité de chaleur et, si une grande quantité d'oxyde n'est pas ajoutée progressivement, mais immédiatement, une explosion peut se produire. Le trioxyde de soufre se dissout bien dans l'acide sulfurique concentré pour former de l'oléum. La teneur en SO3 de l'oléum atteint 60 %. Ce composé soufré possède toutes les propriétés

Oxydes de soufre supérieurs et inférieurs

Les soufres sont un groupe de composés chimiques de formule SO3 + x, où x peut être 0 ou 1. L'oxyde monomère SO4 contient un groupe peroxo (O-O) et se caractérise, comme l'oxyde SO3, par l'état d'oxydation du soufre +6. . Cet oxyde de soufre peut être produit à basse température (inférieure à 78 K) à partir de la réaction du SO3 et/ou de la photolyse du SO3 mélangé à l'ozone.

Les oxydes de soufre inférieurs sont un groupe de composés chimiques qui comprennent :

• SO (oxyde de soufre et son dimère S2O2) ;
• les monoxydes de soufre SnO (sont des composés cycliques constitués de cycles formés par des atomes de soufre, tandis que n peut aller de 5 à 10) ;
• S7O2;
• oxydes de soufre polymères.

L’intérêt pour les oxydes de soufre à faible teneur en soufre s’est accru. Cela est dû à la nécessité d’étudier leur contenu dans des atmosphères terrestres et extraterrestres.

liquide incolore Masse molaire 80,06 g/mole Densité 1,92 g/cm³ Propriétés thermiques T. flotter. 16,83 °C T. kip. 44,9 °C Enthalpie de formation -395,8 kJ/mole Classification Rég. Numéro CAS Sécurité DL 50 510 mg/kg Toxicité Les données sont basées sur des conditions standard (25 °C, 100 kPa), sauf indication contraire.

Oxyde de soufre (VI) (anhydride sulfurique, trioxyde de soufre, gaz sulfureux) SO 3 - oxyde de soufre supérieur. DANS conditions normales liquide incolore très volatil avec une odeur suffocante. À des températures inférieures à 16,9 °C, il se solidifie pour former un mélange de diverses modifications cristallines du SO 3 solide.

Reçu

Peut être obtenu par décomposition thermique des sulfates :

$\backslash mathsf(Fe\_2(SO\_4)\_3\; \backslash xrightarrow(^ot)\; Fe\_2O\_3\; +\; 3SO\_3)$

ou l'interaction du SO 2 avec l'ozone :

$\backslash mathsf(SO\_2\; +\; O\_3\; \backslash rightarrow\; SO\_3\; +\; O\_2)$

Le NO 2 est également utilisé pour l'oxydation du SO 2 :

$\backslash mathsf(SO\_2\; +\; NO\_2\; \backslash rightarrow\; SO\_3\; +\; NON)$

Cette réaction est à la base de la première méthode historiquement nitreuse de production d’acide sulfurique.

Propriétés physiques

L'oxyde de soufre (VI) est dans des conditions normales un liquide incolore très volatil avec une odeur suffocante.

Les molécules SO 3 en phase gazeuse ont une structure trigonale plate avec une symétrie D 3h (angle OSO = 120°, d(S-O) = 141 pm). Lors de la transition vers les états liquide et cristallin, un trimère cyclique et des chaînes en zigzag se forment. Taper liaison chimique dans une molécule : une liaison chimique polaire covalente.

Le SO 3 solide existe sous les formes α, β, γ et δ, avec des points de fusion de 16,8, 32,5, 62,3 et 95 °C, respectivement, et différant par la forme cristalline et le degré de polymérisation du SO 3. La forme α du SO 3 est principalement constituée de molécules trimères. D'autres formes cristallines de l'anhydride sulfurique sont constituées de chaînes en zigzag : isolées dans le β-SO 3, reliées en réseaux plats dans le γ-SO 3 ou en structures spatiales dans le δ-SO 3. Une fois refroidie, une forme α incolore, semblable à de la glace et instable se forme d'abord à partir de la vapeur, qui se transforme progressivement en présence d'humidité en une forme β stable - des cristaux blancs « soyeux », semblables à l'amiante. La transition inverse de la forme β vers la forme α n'est possible que grâce à l'état gazeux du SO 3. Les deux modifications « fument » dans l'air (des gouttelettes de H 2 SO 4 se forment) en raison de la forte hygroscopique du SO 3 . La transition mutuelle vers d'autres modifications se déroule très lentement. La variété des formes de trioxyde de soufre est associée à la capacité des molécules de SO 3 à polymériser en raison de la formation de liaisons donneur-accepteur. Les structures polymères du SO 3 se transforment facilement les unes dans les autres et le SO 3 solide est généralement constitué d'un mélange de différentes formes dont la teneur relative dépend des conditions d'obtention de l'anhydride sulfurique.

Propriétés chimiques

$\backslash mathsf(2KOH\; +\; SO\_3\; \backslash rightarrow\; K\_2SO\_4\; +\; H\_2O)$

et oxydes :

$\backslash mathsf(CaO\; +\; SO\_3\; \backslash rightarrow\; CaSO\_4)$

Le SO 3 se caractérise par de fortes propriétés oxydantes, généralement réduites en dioxyde de soufre :

$\backslash mathsf(5SO\_3\; +\; 2P\; \backslash rightarrow\; P\_2O\_5\; +\; 5SO\_2)$ $\backslash mathsf(3SO\_3\; +\; H\_2S\; \backslash rightarrow\; 4SO\_2\; +\; H\_2O)$ $\backslash mathsf(2SO\_3\; +\; 2KI\; \backslash rightarrow\; SO\_2\; +\; I\_2\; +\; K\_2SO\_4)$

Lors de la réaction avec le chlorure d'hydrogène, de l'acide chlorosulfonique se forme :

$\backslash mathsf(SO\_3\; +\; HCl\; \backslash rightarrow\; HSO\_3Cl)$

Réagit également avec le dichlorure de soufre et le chlore, formant du chlorure de thionyle :

$\backslash mathsf(SO\_3\; +\; Cl\_2\; +\; 2SCl\_2\; \backslash rightarrow\; 3SOCl\_2)$

Application

L'anhydride sulfurique est principalement utilisé dans la production d'acide sulfurique.

L'anhydride sulfurique est également libéré dans l'air lors de la combustion de bombes de soufre utilisées pour désinfecter les locaux. Au contact de surfaces humides, l'anhydride sulfurique se transforme en acide sulfurique, qui détruit déjà les champignons et autres organismes nuisibles.

Donnez votre avis sur l'article "Oxyde de soufre(VI)"

Littérature

• Akhmetov N. S. « Général et chimie inorganique» M. : lycée, 2001
• Karapetyants M. Kh., Drakin S. I. « Chimie générale et inorganique » M. : Chimie 1994

Un extrait caractérisant l'oxyde de soufre (VI)

Natasha rougit. - Je ne veux épouser personne. Je lui dirai la même chose quand je le verrai.
- C'est comme ça ! - a déclaré Rostov.
"Eh bien, oui, ce n'est rien", a continué Natasha à bavarder. – Pourquoi Denisov est-il bon ? – elle a demandé.
- Bien.
- Eh bien, au revoir, habille-toi. Est-ce qu'il fait peur, Denisov ?
- Pourquoi est-ce effrayant ? – a demandé Nicolas. - Non. Vaska est gentille.
- Vous l'appelez Vaska - étrange. Et qu'il est très bon ?
- Très bien.
- Eh bien, viens dépêche-toi et prends du thé boire. Tous ensemble.
Et Natasha s'est mise sur la pointe des pieds et est sortie de la pièce comme le font les danseurs, mais en souriant comme seules les filles heureuses de 15 ans sourient. Ayant rencontré Sonya dans le salon, Rostov rougit. Il ne savait pas comment s'y prendre avec elle. Hier, ils se sont embrassés dès la première minute de joie de leur rendez-vous, mais aujourd'hui ils ont senti que c'était impossible de faire cela ; il sentait que tout le monde, sa mère et ses sœurs, le regardait d'un air interrogateur et attendait de lui comment il se comporterait avec elle. Il lui a embrassé la main et l'a appelée toi - Sonya. Mais leurs regards, s'étant croisés, se dirent « tu » et s'embrassèrent tendrement. Avec son regard, elle lui a demandé pardon d’avoir osé lui rappeler sa promesse à l’ambassade de Natasha et l’a remercié pour son amour. Avec son regard, il la remercia pour l'offre de liberté et lui dit que d'une manière ou d'une autre, il ne cesserait jamais de l'aimer, car il était impossible de ne pas l'aimer.
"Comme c'est étrange", a déclaré Vera, choisissant un moment de silence général, "que Sonya et Nikolenka se soient maintenant rencontrées comme des étrangères." – La remarque de Vera était juste, comme tous ses commentaires ; mais comme la plupart de ses remarques, tout le monde se sentait mal à l'aise, et non seulement Sonya, Nikolai et Natasha, mais aussi la vieille comtesse, qui avait peur de l'amour de ce fils pour Sonya, qui pourrait le priver d'une brillante fête, rougit aussi comme une fille . Denisov, à la surprise de Rostov, dans un nouvel uniforme pommade et parfumé, apparut dans le salon aussi élégant qu'au combat et aussi aimable avec les dames et les messieurs que Rostov ne s'était jamais attendu à le voir.

De retour de l'armée à Moscou, Nikolai Rostov a été accepté par sa famille comme le meilleur fils, héros et bien-aimé Nikolushka ; parents - en tant que jeune homme doux, agréable et respectueux ; connaissances - comme un beau lieutenant de hussard, un danseur habile et l'un des meilleurs palefreniers de Moscou.
Les Rostov connaissaient tout Moscou ; cette année, le vieux comte avait assez d'argent, car tous ses domaines avaient été réhypothéqués, et donc Nikolushka, ayant son propre trotteur et les leggings les plus à la mode, spéciaux que personne d'autre à Moscou n'avait, et des bottes, les plus à la mode , avec les chaussettes les plus pointues et les petits éperons argentés, s'est bien amusé. Rostov, de retour chez lui, a éprouvé un sentiment agréable après un certain temps d'adaptation aux anciennes conditions de vie. Il lui semblait qu'il avait beaucoup mûri et grandi. Désespéré d'avoir échoué à un examen selon la loi de Dieu, d'avoir emprunté de l'argent à Gavrila pour un chauffeur de taxi, de baisers secrets avec Sonya, il se souvenait de tout cela comme d'une enfantillage dont il était désormais incommensurablement loin. Il est maintenant lieutenant de hussard dans un mentic d'argent, avec un soldat George, préparant son trotteur à courir, en compagnie de chasseurs célèbres, âgés et respectables. Il connaît une dame sur le boulevard qu'il va voir le soir. Il dirigea une mazurka au bal des Arkharov, parla de la guerre avec le maréchal Kamenski, visita un club anglais et entretenait des relations amicales avec un colonel de quarante ans que Denisov lui présenta.
Sa passion pour le souverain s'affaiblit quelque peu à Moscou, puisque pendant ce temps il ne le vit pas. Mais il parlait souvent du souverain, de son amour pour lui, faisant sentir qu'il ne disait pas encore tout, qu'il y avait autre chose dans ses sentiments pour le souverain qui ne pouvait être compris de tous ; et il partageait de tout mon cœur le sentiment général d'adoration à Moscou à cette époque pour l'empereur Alexandre Pavlovitch, qui à cette époque recevait à Moscou le nom d'un ange en chair et en os.
Lors de ce court séjour de Rostov à Moscou, avant de partir pour l'armée, il ne se rapproche pas, mais au contraire, rompt avec Sonya. Elle était très jolie, douce et visiblement passionnément amoureuse de lui ; mais il était à cette époque de jeunesse où il semble y avoir tellement de choses à faire qu'il n'y a pas de temps pour le faire, et le jeune homme a peur de s'impliquer - il valorise sa liberté, dont il a besoin pour beaucoup d'autres choses. Lorsqu'il pensait à Sonya lors de ce nouveau séjour à Moscou, il se disait : Eh ! il y en aura bien d’autres, bien d’autres encore, quelque part, encore inconnus de moi. J’aurai encore le temps de faire l’amour quand je veux, mais maintenant je n’ai plus le temps. De plus, il lui semblait qu'il y avait quelque chose d'humiliant pour son courage dans la société féminine. Il est allé aux bals et sororité, prétendant qu'il l'avait fait contre sa volonté. Courir, aller dans un club anglais, faire la fête avec Denissov, y aller, c'était une autre affaire : c'était digne d'un bon hussard.

Dans les processus redox, le dioxyde de soufre peut être à la fois un agent oxydant et un agent réducteur car l'atome de ce composé a un état d'oxydation intermédiaire de +4.

Comment le SO 2 réagit avec des agents réducteurs plus puissants, tels que :

SO 2 + 2H 2 S = 3S↓ + 2H 2 O

Comment l'agent réducteur SO 2 réagit-il avec des oxydants plus forts, par exemple avec en présence d'un catalyseur, avec, etc. :

2SO2 + O2 = 2SO3

SO 2 + Cl 2 + 2H 2 O = H 2 SO 3 + 2HCl

Reçu

1) Le dioxyde de soufre se forme lorsque le soufre brûle :

2) Dans l'industrie, on l'obtient par torréfaction de la pyrite :

3) En laboratoire, le dioxyde de soufre peut être obtenu :

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

Application

Le dioxyde de soufre est largement utilisé dans l’industrie textile pour blanchir divers produits. De plus, il est utilisé dans agriculture pour la destruction des micro-organismes nuisibles dans les serres et les caves. DANS grandes quantités Le SO 2 est utilisé pour produire de l'acide sulfurique.

Oxyde de soufre (VI) – DONC 3 (anhydride sulfurique)

L'anhydride sulfurique SO 3 est un liquide incolore qui, à des températures inférieures à 17 ° C, se transforme en une masse cristalline blanche. Absorbe très bien l'humidité (hygroscopique).

Propriétés chimiques

Propriétés acido-basiques

Comment réagit un oxyde d’acide typique, l’anhydride sulfurique :

SO 3 + CaO = CaSO 4

c) avec de l'eau :

SO 3 + H 2 O = H 2 SO 4

Une propriété particulière du SO 3 est sa capacité à bien se dissoudre dans l'acide sulfurique. Une solution de SO 3 dans l'acide sulfurique est appelée oléum.

Formation d'oléum : H 2 SO 4 + n SO 3 = H 2 SO 4 ∙ n DONC 3

Propriétés rédox

L'oxyde de soufre (VI) se caractérise par de fortes propriétés oxydantes (généralement réduites en SO 2) :

3SO 3 + H 2 S = 4SO 2 + H 2 O

Réception et utilisation

L'anhydride sulfurique est formé par l'oxydation du dioxyde de soufre :

2SO2 + O2 = 2SO3

Sous sa forme pure, l'anhydride sulfurique n'a aucune signification pratique. Il est obtenu comme produit intermédiaire dans la production d'acide sulfurique.

H2SO4

La mention de l'acide sulfurique a été trouvée pour la première fois parmi les alchimistes arabes et européens. Il a été obtenu en calcinant du sulfate de fer (FeSO 4 ∙ 7H 2 O) dans l'air : 2FeSO 4 = Fe 2 O 3 + SO 3 + SO 2 ou en mélange avec : 6KNO 3 + 5S = 3K 2 SO 4 + 2SO 3 + 3N 2, et les vapeurs d'anhydride sulfurique libérées se sont condensées. Absorbant l'humidité, ils se sont transformés en oléum. Selon la méthode de préparation, H 2 SO 4 était appelé huile de vitriol ou huile de soufre. En 1595, l'alchimiste Andreas Liebavius ​​​​établit l'identité des deux substances.

Pendant longtemps, l’huile de vitriol n’a pas été largement utilisée. L'intérêt pour ce produit s'est considérablement accru après le XVIIIe siècle. Le processus d'obtention du carmin d'indigo, un colorant bleu stable, à partir de l'indigo a été découvert. La première usine de production d'acide sulfurique a été fondée près de Londres en 1736. Le processus était réalisé dans des chambres en plomb, au fond desquelles de l'eau était versée. Un mélange fondu de salpêtre et de soufre était brûlé dans la partie supérieure de la chambre, puis de l'air y était introduit. La procédure a été répétée jusqu'à ce qu'un acide de la concentration requise se forme au fond du récipient.

Au 19ème siècle la méthode a été améliorée : au lieu du salpêtre, ils ont commencé à utiliser acide nitrique(il cède lorsqu'il est décomposé dans la chambre). Pour renvoyer les gaz nitreux dans le système, des tours spéciales ont été construites, ce qui a donné le nom à l'ensemble du processus : le processus à tour. Des usines fonctionnant selon la méthode de la tour existent encore aujourd'hui.

L'acide sulfurique est un liquide huileux lourd, incolore et inodore, hygroscopique ; se dissout bien dans l'eau. Lorsque l'acide sulfurique concentré est dissous dans l'eau, une grande quantité de chaleur est libérée, il faut donc le verser soigneusement dans l'eau (et non l'inverse !) et la solution doit être mélangée.

Une solution d'acide sulfurique dans l'eau avec une teneur en H 2 SO 4 inférieure à 70 % est généralement appelée acide sulfurique dilué, et une solution à plus de 70 % est de l'acide sulfurique concentré.

Propriétés chimiques

Propriétés acido-basiques

L'acide sulfurique dilué révèle tout propriétés caractéristiques acides forts. Elle réagit :

H 2 SO 4 + NaOH = Na 2 SO 4 + 2H 2 O

H 2 SO 4 + BaCl 2 = BaSO 4 ↓ + 2HCl

Le processus d'interaction des ions Ba 2+ avec les ions sulfate SO 4 2+ conduit à la formation d'un précipité blanc insoluble BaSO 4 . Ce réaction qualitative sulfater l'ion.

Propriétés rédox

Dans H 2 SO 4 dilué, les agents oxydants sont des ions H +, et dans H 2 SO 4 concentré, les agents oxydants sont des ions sulfate SO 4 2+. Les ions SO 4 2+ sont des agents oxydants plus puissants que les ions H + (voir schéma).

DANS diluer l'acide sulfurique les métaux qui appartiennent à la série de tensions électrochimiques sont dissous à l'hydrogène. Dans ce cas, des sulfates métalliques se forment et sont libérés :

Zn + H 2 SO 4 = ZnSO 4 + H 2

Les métaux situés après l'hydrogène dans la série de tensions électrochimiques ne réagissent pas avec l'acide sulfurique dilué :

Cu + H 2 SO 4 ≠

Acide sulfurique concentré est un agent oxydant puissant, surtout lorsqu’il est chauffé. Il oxyde de nombreuses substances organiques.

Lorsque l'acide sulfurique concentré interagit avec des métaux situés après l'hydrogène dans la série de tensions électrochimiques (Cu, Ag, Hg), des sulfates métalliques se forment, ainsi qu'un produit de réduction de l'acide sulfurique - SO 2.

Réaction de l'acide sulfurique avec le zinc

Avec des métaux plus actifs (Zn, Al, Mg), l'acide sulfurique concentré peut être réduit en acide sulfurique libre. Par exemple, lorsque l'acide sulfurique réagit avec, en fonction de la concentration de l'acide, il peut former simultanément divers produits réduction de l'acide sulfurique – SO 2, S, H 2 S :

Zn + 2H 2 SO 4 = ZnSO 4 + SO 2 + 2H 2 O

3Zn + 4H 2 SO 4 = 3ZnSO 4 + S↓ + 4H 2 O

4Zn + 5H 2 SO 4 = 4ZnSO 4 + H 2 S + 4H 2 O

À froid, l'acide sulfurique concentré passive par exemple certains métaux et est ainsi transporté dans des réservoirs en fer :

Fe + H 2 SO 4 ≠

L'acide sulfurique concentré oxyde certains non-métaux (, etc.), les réduisant en oxyde de soufre (IV) SO 2 :

S + 2H 2 SO 4 = 3SO 2 + 2H 2 O

C + 2H 2 SO 4 = 2SO 2 + CO 2 + 2H 2 O

Réception et utilisation

Dans l'industrie, l'acide sulfurique est produit par contact. Le processus d'obtention se déroule en trois étapes :

1. Obtention du SO 2 par torréfaction de la pyrite :

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

1. Oxydation du SO 2 en SO 3 en présence d'un catalyseur – oxyde de vanadium (V) :

2SO2 + O2 = 2SO3

1. Dissolution du SO 3 dans l'acide sulfurique :

H2SO4+ n SO 3 = H 2 SO 4 ∙ n DONC 3

L'oléum obtenu est transporté dans des cuves en fer. L'acide sulfurique de la concentration requise est obtenu à partir d'oléum en l'ajoutant à de l'eau. Cela peut être exprimé par le diagramme :

H2SO4∙ n SO 3 + H 2 O = H 2 SO 4

L'acide sulfurique trouve diverses applications dans divers domaines de l'économie nationale. Il est utilisé pour sécher les gaz, dans la production d'autres acides, pour la production d'engrais, de divers colorants et de médicaments.

Sels d'acide sulfurique

La plupart des sulfates sont très solubles dans l'eau (CaSO 4 est légèrement soluble, PbSO 4 est encore moins soluble et BaSO 4 est pratiquement insoluble). Certains sulfates contenant de l'eau de cristallisation sont appelés vitriols :

CuSO 4 ∙ 5H 2 O sulfate de cuivre

FeSO 4 ∙ 7H 2 O sulfate de fer

Tout le monde a des sels d'acide sulfurique. Leur rapport à la chaleur est particulier.

Les sulfates de métaux actifs (,) ne se décomposent pas même à 1000 o C, tandis que d'autres (Cu, Al, Fe) se décomposent avec un léger chauffage en oxyde métallique et SO 3 :

CuSO 4 = CuO + SO 3

Télécharger:

Téléchargez un résumé gratuit sur le sujet : "Production d'acide sulfurique par méthode de contact"

Vous pouvez télécharger des résumés sur d'autres sujets

*dans l'image enregistrée se trouve une photographie de sulfate de cuivre