Характеристика вагонов 81-717(714) 16 страница

Некоторые свойства элементов главной подгруппы шестой груп­пы приведены в табл. 25.

КИСЛОРОД (OXYGENIUM)

123. Кислород в природе. Воздух. Кислород — самый распро­страненный элемент земной коры. В свободном состоянии он нахо­дится в атмосферном воздухе, в связанном виде входит в состав воды, минералов, горных пород и всех веществ, из которых по­строены организмы растений и животных. Массовая доля кис­лорода в земной коре составляет около 47 %.

Природный кислород состоит из трех стабильных изотопов: ^)fiO (99,76 %), ¹⁷0 (0,04 %) и ^1?0 (0,2%).

Атмосферный воздух представляет собой смесь многих газов. Кроме кислорода и азота, образующих основную массу воздуха, в состав его входят в небольшом количестве благородные газы, диоксид углерода и водяные пары. Помимо перечисленных газов, в воздухе содержится еще большее или меньшее количество ныли и некоторые случайные примеси. Кислород, азот и благородные газы считаются постоянными составными частями возд>ха, так как их содержание в воздухе практически повсюду одинаково. Содер­жание же диоксида углерода, водяных паров и пыли может изме­няться в зависимости от условий.

Диоксид углерода образуется в природе прн горении дерева и угля, дыхании животных, гниении. Особенно много С0₂ как про­дукта сжигания огромных количеств топлива поступает в атмо­сферу в больших промышленных центрах.

В некоторых местах земного шара С0₂ выделяется в воздух вследствие вулканической деятельности, а также из подземных источников. Несмотря на непрерывное поступление диоксида угле­рода в атмосферу, содержание его в воздухе довольно постоянно и составляет в среднем около 0,03 % (об.). Это объясняется погло­щением диоксида углерода растениями, а также его растворением в воде.

Водяные пары могут находиться в воздухе в различных коли­чествах. Содержание их колеблется от долей процента до несколь­ких процентов и зависит от местных условий и от температуры.

Пыль, находящаяся в воздухе, состоит главным образом из мельчайших частиц минеральных веществ, образующих земную кору, частичек угля, пыльцы растений, а также различных бакте­рий. Количество пыли в воздухе очень изменчиво: зимой ее меньше,

летом больше. После дождя воздух становится чище, так как капли дождя увлекают с собой пыль.

Наконец, к случайным примесям воздуха относятся такие веще­ства, как сероводород и аммиак, выделяющиеся при гниении орга­нических остатков; диоксид серы S0₂, получающийся при обжиге сернистых руд или при горении угля, содержащего серу; оксиды азота, образующиеся при электрических разрядах в атмосфере, и т. п. Эти примеси обычно встречаются в ничтожных количествах и постоянно удаляются из воздуха, растворяясь в дождевой воде.

Если учитывать только постоянные составные части воздуха, то его состав можно выразить данными, приведенными в табл. 26.

Масса 1 л воздуха при 20 °С и нормальном атмосферном давлении равна 1,293 г. При температуре —140°С и давлении около 4 МПа воздух конденсируется в бесцветную прозрачную жидкость.

Несмотря на низкую при обычном давлении температуру кипе­ния (около —190°С), жидкий воздух можно довольно долго сохра­нять в сосудах Дьюара — стеклянных сосудах с двойными стенка­ми, из пространства между которыми воздух откачан (рис. 109).

В жидком воздухе легко переходят в твердое состояние этило­вый спирт, диэтиловый эфир и многие газы. Если, например, про­пускать через жидкий воздух диоксид углерода, то он превращает­ся в белые хлопья, похожие по внешнему виду на снег. Ртуть, погруженная в жидкий воздух, становится твердой и ковкой.

Т>

Многие вещества, охлажденные жидким воздухом, резко изме­няют свои свойства. Так, цинк и олово становятся настолько хруп­кими, что легко превращаются в порошок, свинцовый колокольчик издает чистый звенящий звук, а замороженный резиновый мячик разбивается вдребезги, если уронить его на пол.

Поскольку температура кипения кислорода (—183 °С) лежит выше, чем температура кипе­ния азота (—195,8 °С), то кислород легче пре­вращается в жидкость, чем азот. Поэтому жид-

Рис. 109. Сосуды Дьюара (в разрезе),

кий воздух богаче кислородом, чем атмосферный. При хранении жидкий воздух еще больше обогащается кислородом вследствие преимущественного испарения азота.

Жидкий воздух производят в больших количествах. Он исполь­зуется главным образом для получения из него кислорода, азота и благородных газов; разделение производят путем ректифика­ции—дробной перегонки.

124. Получение и свойства кислорода. Кислород был впервые получен в чистом виде К. В. Шееле в 1772 г., а затем в 1774 г, Д. Пристли (Англия), который выделил его из оксида ртути(II), Однако Пристли не знал, что полученный им газ входит в состав воздуха. Только спустя несколько лет Лавуазье, подробно изучив­ший свойства этого газа, установил, что он является составной частью воздуха.

В настоящее время в промышленности кислород получают из воздуха (см. § 123). В лабораториях пользуются кислородом про­мышленного производства, поставляемым в стальных баллонах под давлением около 15 МПа. Важнейшим лабораторным способом его получения служит электролиз водных растворов щелочей. Не­большие количества кислорода можно также получать взаимодей­ствием раствора перманганата калия с подкисленным раствором пероксида водорода (см. стр. 337) или термическим разложением некоторых кислородсодержащих веществ, например перманганата калия:

2KMn0₄ = К₂Мп0₄ + Мп0₂ + 0₂f

Кислород—бесцветный газ, не имеющий запаха. Он немного тяжелее воздуха: масса 1 л кислорода при нормальных условиях равна 1,43 г, а 1 л воздуха 1,293 г. Кислород растворяется в воде, хотя и в небольших количествах: 100 объемов воды при 0°С рас­творяют 4,9, а при 20°С — 3,1 объема кислорода.

Кислород образует двухатомные молекулы, характеризующиеся высокой прочностью: стандартная энтальпия атомизации кисло­рода равна 498 кДж/моль. При комнатной температуре его диссо­циация на атомы ничтожна; лишь при 1500 °С она становится за­метной.

Как уже упоминалось (см. стр. 136), магнитные свойства кис­лорода указывают на наличие в молекуле 0₂ двух неспаренных электронов. Эти электроны размещаются на разрыхляющих моле­кулярных л-орбиталях (рис. 52 на стр. 142). Парамагнитность кис­лорода проявляется, в частности, в том, что жидкий кислород при­тягивается магнитом.

Кислород образует соединения со всеми химическими элемен­тами, кроме гелия, неона и аргона. С большинством элементов ой взаимодействует непосредственно (кроме галогенов, золота и пла­тины). Скорость взаимодействия кислорода как с простыми, так и со сложными веществами зависит of природы вещества и рт температуры. Некоторые вещества, например оксид азота (II), ге­моглобин крови, уже при комнатной температуре соединяются с кислородом воздуха со значительной скоростью. Многие реакции окисления ускоряются катализаторами. Например, в присутствии дисперсной платины смесь водорода с кислородом воспламеняется при комнатной температуре. Характерной особенностью многих реакций соединения с кислородом является выделение теплоты и света. Такой процесс называется горением.

Горение в чистом кислороде происходит гораздо энергичнее, чем в воздухе. Хотя при этом выделяется такое же количество теплоты, как и при горении в воздухе, но процесс протекает быст­рее и выделяющаяся теплота не тратится на нагревание азота воздуха; поэтому температура горения в кислороде значительно выше, чем в воздухе.

Кислород играет исключительно важную роль в природе. При участии кислорода совершается один из важнейших жизненных процессов — дыхание. Важное значение имеет и другой процесс, в котором участвует кислород, — тление и гниение погибших жи­вотных и растений; прн этом сложные органические вещества пре­вращаются в более простые (в конечном результате в СОг, воду и азот), а последние вновь вступают в общий круговорот веществ в природе.

Применение кислорода весьма многообразно. Его применяют для интенсификации химических процессов во многих производ­ствах (например, в производстве серной и азотной кислот, в до­менном процессе). Кислородом пользуются для получения высоких температур, для чего различные горючие газы (водород, ацетилен) сжигают в специальных горелках. Кислород используют в меди­цине при затрудненном дыхании.

Смеси жидкого кислорода с угольным порошком, древесной мукой или другими горючими веществами называются оксиликвитами. Они обладают очень сильными взрывчатыми свойствами и применяются при подрывных ра­ботах.

125. Озон. При пропускании электрических искр через кисло­род или воздух появляется характерный запах, причиной которого является образование нового вещества — озона. Озон можно полу­чить из совершенно чистого сухого кислорода; отсюда следует, что он состоит только из кислорода и представляет собой его аллотро­пическое видоизменение.

Молекулярная масса озона равна 48. Атомная же масса кис­лорода равна 16*; следовательно, молекула озона состоит из трех атомов кислорода.

* Точнее, соответственно 47,9982 и 15,9994,

Для получения озона пользуются действием тихих электриче­ских разрядов иа кислород. Приборы, служащие для этой цели, называются озонаторами.

При обычных условиях озон — газ. От кислорода его можно отделить сильным охлаждением; озон конденсируется в синюю жидкость, кипящую при —111,9 °С.

Растворимость озона в воде значительно больше, чем кислоро­да: 100 объемов воды при 0°С растворяют 49 объемов озона.

Образование озона из кислорода можно выразить уравнением 30_г = 20₃ —285 кДж

из которого следует, что стандартная энтальпия образования озо­на положительна и равна 142,5 кДж/моль. Кроме того, как пока­зывают коэффициенты уравнения, в ходе этой реакции из трех молекул газа получаются две молекулы, т. е. энтропия системы уменьшается. В итоге, стандартное изменение энергии Гиббса в рассматриваемой реакции также положительно (163 кДж/моль). Таким образом, реакция превращения кислорода в озон самопро­извольно протекать не может: для ее осуществления необходима затрата энергии. Обратная же реакция — распад озона — проте­кает самопроизвольно, так как в ходе этого процесса энергия Гиббса системы уменьшается. Иначе говоря, озон — неустойчивое вещество.

Молекула озона построена в форме равнобедренного треуголь­ника. Ее структура схематически изображена на рис. 110. Бли­зость угла при вершине треугольника к 120° указывает на то, что центральный атом кислорода находится здесь в состоянии sp²-rn6-ридизации. В соответствии с этим, с позиций метода ВС образо­вание молекулы 0₃ можно описать следующим образом.

Гибридная 5,о²-орбиталь центрального атома, содержащая один электрон (рис. 111, слева), перекрывается с рх-орбиталью одного из крайних атомов кислорода, в результате чего образуется а-связь. Не участвующая в гибридизации /ь-орбиталь центрального атома, ориентированная перпендикулярно к плоскости молекулы и также содержащая неспаренный электрон, перекрывается с аналогично расположенной р_г-орбиталью того же крайнего атома кислорода, что приводит к образованию л-связи. Наконец, выступая в каче­стве донора электронной пары, занимающей одну из гибридных «р²-орбиталей (рис. 111, справа), центральный атом кислорода об­разует по донорно-акцепторному способу а-связь с другим крайним атомом кислорода. Образовавшейся структуре соответствует ва­лентная схема А, на которой точками обозначены неподеленные пары электронов, а а- и л-связи помечены буквами.

:о jot го: о:

Согласно схеме А, связи центрального атома кислорода с двумя крайними атомами неравноценны — одна из них двойная, а другая простая. Однако одинаковая длина этих связей (рис. ПО) указы­вает на их равноценность. Поэтому, наряду со схемой А, строение Молекулы озона с равным основанием можно описать схемой Б, С позиций метода наложения валентных схем (см. § 44) это озна­чает, что в действительности структура молекулы озона является промежуточной между схемами А и Б н ее можно представить в форме:

4%

О

о' Ъ

Здесь пунктирные линии указывают на делокализацию л-элек-тронной пары, т. е. на принадлежность ее всем трем атомам кис­лорода. Следовательно, л-связь в молекуле озона — трехцентровая.

Рассмотрение строения молекулы озона с позиций метода МО также приводит к выводу об образовании здесь трехцентровой связывающей молекулярной л-орбитали.

Озон —один из сильнейших окислителей. Он окисляет все ме­таллы, кроме золота и платиновых металлов, а также большинство неметаллов. Он переводит низшие оксиды в высшие, а сульфиды металлов — в их сульфаты. В ходе большинства этих реакций молекула озона теряет один атом кислорода, переходя в моле­кулу 0₂.

Из раствора иодида калия озон выделяет иод: 2KI + Н₂0 + 0₃ = I₂ + 2КОН + 0₂

Если поместить в воздух, содержащий озон, бумажку, смочен­ную растворами KI и крахмала, то она тотчас же синеет. Этой реакцией пользуются для открытия озона.

Как сильный окислитель озон убивает бактерии и потому при­меняется для обеззараживания воды и для дезинфекции воздуха.

Озон ядовит. Предельно допустимым является его содержание в воздухе, равное 10^_5%. При этой концентрации хорошо ощу­щается его запах. В приземном слое атмосферы содержание озона обычно лежит в пределах 10~⁷—10^_5%; он образуется в атмосфе«ре при электрических разрядах.

127. Свойства и применение серы

СЕРА, СЕЛЕН, ТЕЛЛУР

126. Сера в природе. Получение серы. Сера (Sulfur) встречает-
ся в природе как в свободном состоянии (самородная сера), так
и в различных соединениях. В Советском Союзе залежи самород-
ной серы находятся в Туркмении в пустыне Кара-Кум, в Узбекской
ССР, по берегам Волги. За рубежом наиболее крупные месторо-
ждения серы находятся в США, Италии и Японии.

Очень распространены соединения серы с различными металла­ми. Многие из них являются ценными рудами (например, свинцо­вый блеск PbS, цинковая обманка ZnS, медный блеск Cu₂S) п служат источником получения цветных металлов.

Из соединений серы в природе распространены также сульфа­ты, главным образом, кальция и магния. Наконец, соединения серы содержатся в организмах растений и животных.

Общее содержание серы в земной коре составляет приблизи­тельно 0,1 %.

Самородная сера содержит посторонние вещества, для отделения которых пользуются способностью серы легко плавиться. Однако сера, полученная вы­плавкой из руды (комовая сера), обычно содержит еще много примесей. Даль­нейшую ее очистку производят перегонкой в рафинировочных печах, где сера нагревается до кипения. Пары серы поступают в выложенную кирпичом ка­меру. Вначале, пока камера холодная, сера прямо переходит в твердое состоя­ние и осаждается иа стенках в виде светло-желтого порошка (серный цвет). Когда камера нагреется выше 120 °С, пары конденсируются в жидкость, кото­рую выпускают из камеры в формы, где она и застывает в виде палочек. По­лученная таким образом сера называется черенковой.

Важным источником получения серы служит оюелезный колче­дан FeS₂, называемый также пиритом, и полиметаллические руды, содержащие сернистые соединения меди, цинка и других цветных металлов. Некоторое количество серы (газовая сера) получают из газов, образующихся при коксовании и газификации угля.

127. Свойства и применение серы. При обычных давлениях сера
образует хрупкие кристаллы желтого цвета, плавящиеся при
112,8°С; плотность ее 2,07 г/см³. Она нерастворима в воде, но до-
вольно хорошо растворяется в сероуглероде, бензоле и некоторых
других жидкостях. При испарении этих жидкостей сера выделяется
из раствора в виде прозрачных желтых кристаллов ромбической
системы, имеющих форму октаэдров, у которых обычно часть уг-
лов или ребер как бы срезана (рис. 112). Эта модификация серы
называется ромбической.

Иной формы кристаллы получаются, если медленно охлаждать расплавленную серу и, когда она частично затвердевает, слить еще не успевшую застыть жидкость. При этих условиях стенки сосуда оказываются покрытыми изнутри длинными темно-желтыми игольчатыми кристаллами моноклинной системы (рис. 113). Эта модификация серы называется моноклинной. Она имеет плот­ность 1,96 г/см³, плавится при 119,3°С и устойчива только при температуре выше 96°С. При более низкой температуре кристал-

-, Рис. 112. Кристаллы ромбической серы (1 и [[). Рис. ИЗ. Кристалл моноклинной серы (Ш).

лы моноклинной серы светлеют, превращаясь в октаэдры ромбиче­ской серы.

vjg^ Определение молекулярной мас-щ сы серы по понижению темпера­туры замерзания ее растворов в бен­золе приводит к заключению, что молекулы серы состоят из вось­ми атомов (Ss). Из таких же молекул Se, имеющих кольцевое строение, построены кристаллы ромбической и моноклинной серы. Таким образом, различие в свойствах кристаллических модифика­ций серы обусловлено не различным числом атомов в молекулах (как, например, в молекулах кислорода и озона), а неодинаковой структурой кристаллов.

Интересны изменения, которые претерпевает сера, если мед­ленно нагревать ее до кипения. При 112,8°С она плавится, превра­щаясь в желтую легкоподвижную жидкость. При дальнейшем нагревании жидкость темнеет, приобретая красновато-бурый цвет, и при температуре около 250°С становится настолько вязкой, что не выливается из опрокинутого сосуда. Выше 300°С жидкая сера снова становится подвижной, но цвет ее остается таким же тем­ным. Наконец, при 444,6 °С сера закипает, образуя оранжево-жел­тые пары. При охлаждении те же явления повторяются в обратном порядке.

Описанные изменения имеют следующее объяснение. При тем­пературах, превышающих 150—160 °С, кольцевые молекулы серы Ss начинают разрываться. Образующиеся цепочки атомов соеди­няются друг с другом — получаются длинные цепи, вследствие чего вязкость расплава сильно увеличивается. Дальнейшее нагревание приводит к разрыву этих цепей, и вязкость серы вновь снижается.

Если расплавленную серу, нагретую до кипения, вылить тонкой струей В холодную воду, то она превращается в мягкую резиноподобную коричневую массу, растягивающуюся в нити. Эта модификация серы называется пластиче­ской серой. Пластическая сера уже через несколько часов становится хрупкой, приобретает желтый цвет и постепенно превращается в ромбическую.

В парах серы с увеличением температуры число атомов в моле­куле постепенно уменьшается: S₈->- Se-*- S₄ S₂->- S. При 800— 1400°C пары серы состоят главным образом из молекул S₂, при 1700°С — из атомов.

Сера — типичный неметалл. Со многими металлами, например г медью, железом, цинком, сера соединяется непосредственно с выделением большого количества теплоты. Она соединяется также 1:очти со всеми неметаллами, но далеко не так легко и энергично, как с металлами,

Сера широко используется в народном хозяйстве. В резиновой промышленности ее применяют для превращения каучука в рези­ну; своп ценные свойства каучук приобретает только после смеши­вания с серой и нагревания до определенной температуры. Такой процесс называется вулканизацией каучука (стр. 488). Кау­чук с очень большим содержанием серы называют эбонитом; это хороший электрический изолятор.

В виде серного цвета серу используют для уничтожения неко­торых вредителей растений. Она применяется также для приго­товления спичек, ультрамарина (синяя краска), сероуглерода и ряда других веществ. В странах, богатых серой, она служит сырь­ем для получения серной кислоты.

128. Сероводород. Сульфиды. При высокой температуре сера взаимодействует с водородом, образуя газ сероводород.

Практически сероводород обычно получают действием разбав­ленных кислот на сернистые металлы, например на сульфид же­леза:

FeS + 2нс1 = FeCl₂ + h₂Sf

Сероводород—бесцветный газ с характерным запахом гнию­щего белка. Он немного тяжелее воздуха, сжижается при —60,3 °С и затвердевает при —85,6°С. На воздухе сероводород горит голу­боватым пламенем, образуя диоксид серы и воду:

2h₂s + 30₂ = 2н₂0 + 2s0₃

Если внести в пламя сероводорода какой-нибудь холодный пред­мет, например фарфоровую чашку, то температура пламени значи­тельно понижается и сероводород окисляется только до свободной серы, оседающей на чашке в виде желтого налета:

2h₂s + 0₂ = 2н_го + 2s

Сероводород легко воспламеняется; смесь его с воздухом взры­вает. Сероводород очень ядовит. Длительное вдыхание воздуха, содержащего этот газ даже в небольших количествах, вызывает тяжелые отравления.

При 20 °С один объем воды растворяет 2,5 объема сероводо­рода. Раствор сероводорода в воде называется сероводородной водой. При стоянии на воздухе, особенно на свету, сероводородная вода скоро становится мутной от выделяющейся серы. Это проис­ходит в результате окисления сероводорода кислородом воздуха (см. предыдущую реакцию). Раствор сероводорода в воде обла­дает свойствами кислоты.

Сероводород — слабая двухосновная кислота. Она диссоции­рует ступенчато и в основном по первой ступени:

h₂s ч=* h⁺ + hs- (л:, = в • ю^-8)

Диссоциация по второй ступени

HS" H⁺ + S²" (yc₂=10~¹⁴)

протекает в ничтожно малой степени.

Сероводород — сильный восстановитель. При действии сильных окислителей он окисляется до диоксида серы или до серной кис­лоты; глубина окисления зависит от условий: температуры, рН раствора, концентрации окислителя. Например, реакция с хлором обычно протекает до образования серной кислоты:

H₂S + 4С1₂ + 4Н₂0 = H₂S0₄ + 8НС1

Сероводород встречается в природе в вулканических газах и в водах минеральных источников. Кроме того, он образуется при разложении белков погибших животных и растений, а также при гниении пищевых отбросов.

Средние соли сероводорода называются сульфидами. Их можно получать различными способами, в том числе непосред­ственным соединением металлов с серой. Смешав, например, же­лезные опилки с порошком серы и нагрев смесь в одном месте, можно легко вызвать реакцию железа с серой, которая дальше идет сама и сопровождается выделением большого количества теплоты:

Fe + S = FeS +100,4 кДж

Многие сульфиды молено получить, действуя сероводородом на растворимые в воде соли соответствующих металлов. Например, при пропускании сероводорода через раствор какой-нибудь соли меди(II) появляется черный осадок сульфида меди (II)

CuS0₄ + H₂S = CuS| + H₂S0₄

или в ионно-молекулярной форме:

Cu²⁺ + H₂S = CuS; + 2H⁺

Несмотря на то, что в ходе реакции получается кислота, CuS выпадает в осадок: сульфид меди не растворяется ни в воде, ни в разбавленных кислотах. Но при действии сероводорода на раствор какой-либо соли железа (II) осадка не получается — сульфид же­леза (II) FeS нерастворим в воде, но растворяется в кислотах. Это различие обусловлено тем, что произведение растворимости CuS много меньше произведения растворимости FeS (см. табл. 16 на стр. 242). О взаимодействии сульфидов металлов с кислотами бо­лее подробно говорится в § 91.

. Некоторые сульфиды растворимы в воде, например, Na₂S и K₂S. Понятно, что они не могут быть получены из солей соответ­ствующих металлов действием сероводорода или других суль­фидов.

Различиями в растворимости сульфидов пользуются в аналити­ческой химии для последовательного осаждения металлов из рас­творов их солей.

Сульфиды, как соли очень слабой кислоты, подвергаются гид­ролизу. Например, Na2S при растворении в воде почти целиком гидролизуется с образованием кислой соли — гидросульфида нат­рия:

Na₂S+H₂0:?=*: NaHS+NaOH

ИЛИ

S²' + H₂0 HS- + OH"

Серебряные и медные предметы чернеют в воздухе и в воде, содержащих сероводород. Это происходит оттого, что они покры­ваются налетом соответствующего сульфида. При этом окислите­лем служит кислород, находящийся в воздухе или растворенный в воде:

4Ag + 2H₂S + 0₂ = 2Ag₂S + 2Н₂0

При взбалтывании раствора какого-нибудь сульфида, например сульфида натрия, с серой последняя растворяется в нем, и после выпаривания получается остаток, содержащий, кроме сульфида натрия, также соединения с большим содержанием серы —от Na₂S₂ до Na₂S5. Такие соединения называются полисульфи­дами или многосернистыми металлами.

Среди сульфидов имеется много соединений переменного со­става. Например, сульфид железа(II) может иметь состав от FeSi.ni до FeSi.u.

Природные сульфиды составляют основу руд цветных и редких металлов и широко используются в металлургии. Некоторые из них служат также сырьем для получения серной кислоты. В этих же целях используется и природный полисульфид — железный колчедан (пирит) FeS₂ (см. §§ 126 и 129). Сульфиды щелочных и щелочноземельных металлов находят применение в химической и в легкой промышленности. Так, Na₂S, CaS и BaS применяются в кожевенном производстве для удаления волосяного покрова с кож. Сульфиды щелочноземельных металлов, цинка и кадмия служат основой люминофоров (см. стр. 604). Некоторые сульфиды обладают полупроводниковыми свойствами и применяются в элек­тронной технике.

129. Диоксид серы. Сернистая кислота. Диоксид (дву­окись) серы S0₂ образуется при сжигании серы в воздухе или кислороде. Он получается также при прокаливании на воздухе («обжигании») сульфидов металлов, например железного кол­чедана:

4FeS₂ + 110₂ = 2Fe₂0₃ + 8S0₃

По этой реакции диоксид серы получают обычно в промышлен­ности (о других промышленных способах получения Зб₂ см, 9 § 131),

Диоксид серы — бесцветный газ («сернистый газ») с резким запахом горячей серы. Он довольно легко конденсируется в бес­цветную жидкость, кипящую при —10,0 °С. При испарении жидкого S0₂ происходит сильное понижение температуры (до —50 °С).

Диоксид серы хорошо растворяется в воде (около 40 объемов в 1 объеме воды при 20 °С); при этом частично происходит реак­ция с водой и образуется сернистая кислота:

S0₂ + h₂0 h₂S0₃

Таким образом, диоксид серы является ангидридом сернистой кислоты. При нагревании растворимость S0₂ уменьшается и рав­новесие смещается влево; постепенно весь диоксид серы снова вы­деляется из раствора.

Молекула S0₂ построена аналогично молекуле озона. Ядра составляющих ее атомов образуют равнобедренный треугольник:

Здесь атом серы, как и центральный атом кислорода в моЛе-куле озона, находится в состоянии А'/?²-гибридизации и угол OSO близок к 120°. Ориентированная перпендикулярно к плоскости молекулы р_г-орбиталь атома серы не участвует в гибридизации. За счет этой орбитали и аналогично ориентированных р_г-орбита-лей атомов кислорода образуется трехцентровая л-связь; осуще­ствляющая ее пара электронов принадлежит всем трем атомам молекулы.

Диоксид серы применяют для получения серной кислоты, а так­же (в значительно меньших количествах) для беления соломы, шерсти, шелка и как дезинфицирующее средство (для уничтоже­ния плесневых грибков в подвалах, погребах, винных бочках, бро­дильных чанах).

Сернистая кислота H₂S0₃ — очень непрочное соединение. Она известна только в водных растворах. При попытках выделить сер­нистую кислоту она распадается на SO2 и воду. Например, при действии концентрированной серной кислоты на сульфит натрия вместо сернистой кислоты выделяется диоксид серы:

NaS0₃ + H₂S0₄ = Na₂S0₄ + S0₂f + H₂0

Раствор сернистой кислоты необходимо предохранять от до­ступа воздуха, иначе она, поглощая из воздуха кислород, медлен­но окисляется в серную кислоту:

2H₂S0₃ + 0₂ = 2H₂S0₄

Сернистая кислота — хороший восстановитель. Например, сво­бодные галогены восстанавливаются ею в галогеноводороды:

H₂S0₃ + С1₂ + Н_аО = H₂S0₄ + 2НС1

№ь* V Ко * M^ + ibyj

Однако при взаимодействии с сильными восстановителями сер­нистая кислота может играть роль окислителя. Так, реакция ее с сероводородом в основном протекает согласно уравнению:

H₂S0₃ + 2H₂S

Дата добавления: 2014-11-16