En los procesos redox, el dióxido de azufre puede ser tanto un agente oxidante como un agente reductor porque el átomo de este compuesto tiene un estado de oxidación intermedio de +4.
Cómo reacciona el SO 2 con agentes reductores más fuertes, como:
SO 2 + 2H 2 S = 3S↓ + 2H 2 O
¿Cómo reacciona el agente reductor SO 2 con agentes oxidantes más fuertes, por ejemplo con en presencia de un catalizador, con, etc.?
2SO2 + O2 = 2SO3
SO 2 + Cl 2 + 2H 2 O = H 2 SO 3 + 2HCl
Recibo
1) El dióxido de azufre se forma cuando el azufre se quema:
2) En la industria se obtiene tostando pirita:
3) En el laboratorio se puede obtener dióxido de azufre:
Cu + 2H 2 SO 4 = CuSO 4 + SO 2 + 2H 2 O
Solicitud
El dióxido de azufre se utiliza ampliamente en la industria textil para blanquear diversos productos. Además, se utiliza en agricultura para la destrucción de microorganismos nocivos en invernaderos y sótanos. Se utilizan grandes cantidades de SO 2 para producir ácido sulfúrico.
Óxido de azufre (VI) – ENTONCES 3 (anhídrido sulfúrico)
El anhídrido sulfúrico SO 3 es un líquido incoloro que a temperaturas inferiores a 17 o C se convierte en una masa cristalina blanca. Absorbe muy bien la humedad (higroscópico).
Propiedades químicas
Propiedades ácido-base
Cómo reacciona un óxido de ácido típico, el anhídrido sulfúrico:
SO 3 + CaO = CaSO 4
c) con agua:
SO 3 + H 2 O = H 2 SO 4
Una propiedad especial del SO 3 es su capacidad para disolverse bien en ácido sulfúrico. Una solución de SO 3 en ácido sulfúrico se llama óleum.
Formación de óleum: H 2 SO 4 + norte ASI 3 = H 2 ASI 4 ∙ norte Entonces 3
Propiedades redox
El óxido de azufre (VI) se caracteriza por fuertes propiedades oxidantes (generalmente reducido a SO 2):
3SO 3 + H 2 S = 4SO 2 + H 2 O
Recepción y uso
El anhídrido sulfúrico se forma por oxidación del dióxido de azufre:
2SO2 + O2 = 2SO3
Anhídrido sulfúrico puro significado práctico no tiene. Se obtiene como producto intermedio en la producción de ácido sulfúrico.
H2SO4
La mención del ácido sulfúrico se encuentra por primera vez entre los alquimistas árabes y europeos. Se obtuvo calcinando sulfato de hierro (FeSO 4 ∙ 7H 2 O) en aire: 2FeSO 4 = Fe 2 O 3 + SO 3 + SO 2 o una mezcla con: 6KNO 3 + 5S = 3K 2 SO 4 + 2SO 3 + 3N 2, y los vapores de anhídrido sulfúrico liberados se condensaron. Al absorber la humedad, se convirtieron en oleum. Dependiendo del método de preparación, el H 2 SO 4 se denominaba aceite de vitriolo o aceite de azufre. En 1595, el alquimista Andreas Liebavius estableció la identidad de ambas sustancias.
Durante mucho tiempo, el aceite de vitriolo no se utilizó mucho. El interés por él aumentó considerablemente a partir del siglo XVIII. Se descubrió el proceso de obtención de índigo carmín, un tinte azul estable, a partir del índigo. La primera fábrica para la producción de ácido sulfúrico se fundó cerca de Londres en 1736. El proceso se llevaba a cabo en cámaras de plomo, en cuyo fondo se vertía agua. En la parte superior de la cámara se quemó una mezcla fundida de salitre y azufre y luego se introdujo aire en ella. El procedimiento se repitió hasta que se formó un ácido de la concentración requerida en el fondo del recipiente.
En el siglo 19 se mejoró el método: en lugar de salitre empezaron a utilizar Ácido nítrico(cede al descomponerse en la cámara). Para devolver los gases nitrosos al sistema se construyeron torres especiales, que dieron el nombre a todo el proceso: proceso de torre. Hoy en día todavía existen fábricas que funcionan según el método de la torre.
El ácido sulfúrico es un líquido oleoso pesado, incoloro e inodoro, higroscópico; se disuelve bien en agua. Cuando el ácido sulfúrico concentrado se disuelve en agua, se libera una gran cantidad de calor, por lo que se debe verter con cuidado en el agua (¡y no al revés!) y mezclar la solución.
Una solución de ácido sulfúrico en agua con un contenido de H 2 SO 4 inferior al 70% suele denominarse ácido sulfúrico diluido y una solución superior al 70% es ácido sulfúrico concentrado.
Propiedades químicas
Propiedades ácido-base
El ácido sulfúrico diluido lo revela todo propiedades características ácidos fuertes. Ella reacciona:
H 2 SO 4 + NaOH = Na 2 SO 4 + 2H 2 O
H 2 SO 4 + BaCl 2 = BaSO 4 ↓ + 2HCl
El proceso de interacción de los iones Ba 2+ con los iones sulfato SO 4 2+ conduce a la formación de un precipitado blanco insoluble BaSO 4 . Este reacción cualitativa al ion sulfato.
Propiedades redox
En H 2 SO 4 diluido, los agentes oxidantes son iones H +, y en H 2 SO 4 concentrado, los agentes oxidantes son iones sulfato SO 4 2+. Los iones SO 4 2+ son agentes oxidantes más fuertes que los iones H + (ver diagrama). 
EN ácido sulfúrico diluido Los metales que están en la serie de voltaje electroquímico se disuelven. al hidrógeno. En este caso se forman sulfatos metálicos y se libera:
Zn + H 2 SO 4 = ZnSO 4 + H 2
Los metales que se encuentran después del hidrógeno en la serie de voltaje electroquímico no reaccionan con el ácido sulfúrico diluido:
Cu + H 2 SO 4 ≠
Ácido sulfúrico concentrado Es un agente oxidante fuerte, especialmente cuando se calienta. Oxida muchas y algunas sustancias orgánicas.
Cuando el ácido sulfúrico concentrado interactúa con metales que se encuentran después del hidrógeno en la serie de voltaje electroquímico (Cu, Ag, Hg), se forman sulfatos metálicos, así como el producto de reducción del ácido sulfúrico, SO 2.
Reacción del ácido sulfúrico con zinc. Con metales más activos (Zn, Al, Mg), el ácido sulfúrico concentrado se puede reducir a ácido sulfúrico libre. Por ejemplo, cuando el ácido sulfúrico reacciona, dependiendo de la concentración del ácido, se pueden formar simultáneamente varios productos de reducción del ácido sulfúrico (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
En frío, el ácido sulfúrico concentrado pasiva, por ejemplo, algunos metales y, por eso, se transporta en depósitos de hierro:
Fe + H 2 SO 4 ≠
El ácido sulfúrico concentrado oxida algunos no metales (, etc.), reduciéndolos a óxido de azufre (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
Recepción y uso
En la industria, el ácido sulfúrico se produce por contacto. El proceso de obtención se produce en tres etapas:
- Obtención de SO 2 por tostación de pirita:
4FeS 2 + 11O 2 = 2Fe 2 O 3 + 8SO 2
- Oxidación de SO 2 a SO 3 en presencia de un catalizador – óxido de vanadio (V):
2SO2 + O2 = 2SO3
- Disolución de SO 3 en ácido sulfúrico:
H2SO4+ norte ASI 3 = H 2 ASI 4 ∙ norte Entonces 3
El oleum resultante se transporta en tanques de hierro. El ácido sulfúrico de la concentración requerida se obtiene del oleum agregándolo al agua. Esto se puede expresar mediante el diagrama:
H2SO4∙ norte SO 3 + H 2 O = H 2 SO 4
El ácido sulfúrico tiene una variedad de usos en una amplia gama de aplicaciones. economía nacional. Se utiliza para secar gases, en la producción de otros ácidos, para la producción de fertilizantes, colorantes diversos y medicamentos.
Sales de ácido sulfúrico
La mayoría de los sulfatos son muy solubles en agua (CaSO 4 es ligeramente soluble, PbSO 4 es incluso menos soluble y BaSO 4 es prácticamente insoluble). Algunos sulfatos que contienen agua de cristalización se denominan vitriolos:
CuSO 4 ∙ 5H 2 O sulfato de cobre
FeSO 4 ∙ 7H 2 O sulfato de hierro
Todo el mundo tiene sales de ácido sulfúrico. Su relación con el calor es especial.
Sulfatos metales activos( , ) no se descomponen ni siquiera a 1000 o C, mientras que otros (Cu, Al, Fe) se descomponen con un ligero calentamiento en óxido metálico y SO 3:
CuSO 4 = CuO + SO 3
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*en la imagen de grabación hay una fotografía de sulfato de cobre.
El estado de oxidación +4 del azufre es bastante estable y se manifiesta en tetrahaluros de SHal 4, oxodihaluros de SOHal 2, dióxido de SO 2 y sus aniones correspondientes. Nos familiarizaremos con las propiedades del dióxido de azufre y el ácido sulfuroso.
1.11.1. Óxido de azufre (IV) Estructura de la molécula de so2
La estructura de la molécula de SO 2 es similar a la estructura de la molécula de ozono. El átomo de azufre se encuentra en un estado de hibridación sp 2, la forma de los orbitales es un triángulo regular y la forma de la molécula es angular. El átomo de azufre tiene un par de electrones solitario. La longitud del enlace S – O es de 0,143 nm y el ángulo del enlace es de 119,5°.
La estructura corresponde a las siguientes estructuras resonantes:
A diferencia del ozono, la multiplicidad del enlace S-O es 2, es decir, la principal contribución la realiza la primera estructura de resonancia. La molécula se caracteriza por una alta estabilidad térmica.
Propiedades físicas
En condiciones normales, el dióxido de azufre o dióxido de azufre es un gas incoloro con un fuerte olor sofocante, punto de fusión -75 °C, punto de ebullición -10 °C. Es muy soluble en agua; a 20 °C, 40 volúmenes de dióxido de azufre se disuelven en 1 volumen de agua. Gas toxico.
Propiedades químicas del óxido de azufre (IV)
El dióxido de azufre es muy reactivo. El dióxido de azufre es un óxido ácido. Es bastante soluble en agua para formar hidratos. También reacciona parcialmente con el agua, formando ácido sulfuroso débil, que no se libera individualmente:
SO 2 + H 2 O = H 2 SO 3 = H + + HSO 3 - = 2H + + SO 3 2- .
Como resultado de la disociación, se forman protones, por lo que la solución tiene un ambiente ácido.
Cuando se hace pasar gas dióxido de azufre a través de una solución de hidróxido de sodio, se forma sulfito de sodio. El sulfito de sodio reacciona con el exceso de dióxido de azufre para formar hidrosulfito de sodio:
2NaOH + SO 2 = Na 2 SO 3 + H 2 O;
Na 2 SO 3 + SO 2 = 2NaHSO 3.
El dióxido de azufre se caracteriza por la dualidad redox; por ejemplo, presenta propiedades reductoras y decolora el agua con bromo:
SO 2 + Br 2 + 2H 2 O = H 2 SO 4 + 2HBr
y solución de permanganato de potasio:
5SO 2 + 2KMnO 4 + 2H 2 O = 2KНSO 4 + 2MnSO 4 + H 2 SO 4.
oxidado por oxígeno a anhídrido sulfúrico:
2SO 2 + O 2 = 2SO 3.
Presenta propiedades oxidantes al interactuar con agentes reductores fuertes, por ejemplo:
SO 2 + 2CO = S + 2CO 2 (a 500 °C, en presencia de Al 2 O 3);
SO 2 + 2H 2 = S + 2H 2 O.
Preparación de óxido de azufre (IV)
Combustión de azufre en el aire.
S + O 2 = ASI 2.
Oxidación de sulfuros
4FeS 2 + 11O 2 = 2Fe 2 O 3 + 8SO 2.
Efecto de los ácidos fuertes sobre los sulfitos metálicos.
Na 2 SO 3 + 2H 2 SO 4 = 2NaHSO 4 + H 2 O + SO 2.
1.11.2. Ácido sulfuroso y sus sales.
Cuando se disuelve dióxido de azufre en agua, se forma ácido sulfuroso débil, la mayor parte del SO 2 disuelto está en forma hidratada SO 2·H 2 O; al enfriar, también se libera hidrato cristalino, solo una pequeña parte del Las moléculas de ácido sulfuroso se disocian en iones sulfito e hidrosulfito. En estado libre, el ácido no se libera.
Al ser dibásico, forma dos tipos de sales: medias - sulfitos y ácidas - hidrosulfitos. Sólo los sulfitos de metales alcalinos y los hidrosulfitos de metales alcalinos y alcalinotérreos se disuelven en agua.
Óxido de azufre (VI) (anhídrido sulfúrico, trióxido de azufre, gas azufre) SO 3 - óxido de azufre superior. En condiciones normales, líquido muy volátil, incoloro y de olor asfixiante. A temperaturas inferiores a 16,9 °C se solidifica para formar una mezcla de diversas modificaciones cristalinas del SO 3 sólido.
Recibo
Se puede obtener por descomposición térmica de sulfatos:
o la interacción del SO 2 con el ozono:
El NO 2 también se utiliza para la oxidación del SO 2:
Esta reacción es la base del primer método históricamente nitroso para producir ácido sulfúrico.
Propiedades físicas
El óxido de azufre (VI) es, en condiciones normales, un líquido incoloro, muy volátil y de olor asfixiante.
Las moléculas de SO 3 en fase gaseosa tienen una estructura trigonal plana con simetría D 3h (ángulo OSO = 120°, d(S-O) = 141 pm). Durante la transición a los estados líquido y cristalino, se forman un trímero cíclico y cadenas en zigzag. Tipo enlace químico en una molécula: un enlace químico polar covalente.
El SO 3 sólido existe en formas α, β, γ y δ, con puntos de fusión de 16,8, 32,5, 62,3 y 95 °C, respectivamente, y que difieren en la forma del cristal y el grado de polimerización del SO 3. La forma α del SO 3 se compone predominantemente de moléculas de trímero. Otras formas cristalinas de anhídrido sulfúrico consisten en cadenas en zigzag: aisladas en β-SO 3, conectadas en redes planas en γ-SO 3 o en estructuras espaciales en δ-SO 3. Cuando se enfría, primero se forma a partir del vapor una forma α incolora, parecida al hielo e inestable, que se transforma gradualmente en presencia de humedad en una forma β estable: cristales blancos "sedosos", similares al amianto. La transición inversa de la forma β a la forma α sólo es posible a través del estado gaseoso del SO 3. Ambas modificaciones “fuman” en el aire (se forman gotas de H 2 SO 4) debido a la alta higroscopicidad del SO 3 . El tránsito mutuo a otras modificaciones avanza muy lentamente. La variedad de formas de trióxido de azufre está asociada con la capacidad de las moléculas de SO 3 para polimerizarse debido a la formación de enlaces donante-aceptor. Las estructuras poliméricas del SO 3 se convierten fácilmente entre sí y el SO 3 sólido suele consistir en una mezcla de diferentes formas, cuyo contenido relativo depende de las condiciones para la obtención de anhídrido sulfúrico.
Propiedades químicas
y óxidos:
El SO 3 se caracteriza por fuertes propiedades oxidantes, generalmente reducido a dióxido de azufre:
Al reaccionar con cloruro de hidrógeno, se forma ácido clorosulfónico:
También reacciona con dicloruro de azufre y cloro, formando cloruro de tionilo:
Solicitud
El anhídrido sulfúrico se utiliza principalmente en la producción de ácido sulfúrico.
El anhídrido sulfúrico también se libera al aire cuando se queman bombas de azufre, que se utilizan para desinfectar locales. Al entrar en contacto con superficies húmedas, el anhídrido sulfúrico se convierte en ácido sulfúrico, que ya destruye hongos y otros organismos nocivos.
Escriba una reseña sobre el artículo "Óxido de azufre (VI)"
Literatura
- Akhmetov N. S. “Química general e inorgánica” M.: Escuela de posgrado, 2001
- Karapetyants M. Kh., Drakin S. I. “Química general e inorgánica” M.: Química 1994
Un extracto que caracteriza el óxido de azufre (VI)
Natasha se sonrojó. - No quiero casarme con nadie. Lo mismo le diré cuando lo vea.- ¡Así es como es! - dijo Rostov.
"Bueno, sí, no es nada", continuó charlando Natasha. - ¿Por qué es bueno Denisov? - ella preguntó.
- Bien.
- Bueno, adiós, vístete. ¿Da miedo, Denisov?
- ¿Por qué da miedo? – preguntó Nicolás. - No. Vaska es agradable.
- Lo llamas Vaska - extraño. ¿Y que es muy bueno?
- Muy bien.
- Bueno, ven rápido y bebe té. Juntos.
Y Natasha se puso de puntillas y salió de la sala como lo hacen los bailarines, pero sonriendo como sólo sonríen las chicas felices de 15 años. Al encontrarse con Sonya en la sala de estar, Rostov se sonrojó. No sabía cómo tratar con ella. Ayer se besaron en el primer minuto de la alegría de su cita, pero hoy sintieron que era imposible hacerlo; sentía que todos, su madre y sus hermanas, lo miraban inquisitivamente y esperaban que viera cómo se comportaría con ella. Le besó la mano y la llamó tú: Sonya. Pero sus ojos, al encontrarse, se dijeron "ustedes" y se besaron tiernamente. Con su mirada le pidió perdón por haberse atrevido a recordarle su promesa en la embajada de Natasha y le agradeció su amor. Con su mirada le agradeció el ofrecimiento de libertad y le dijo que de una forma u otra, nunca dejaría de amarla, porque era imposible no amarla.
"Qué extraño", dijo Vera, escogiendo un momento de silencio general, "que Sonia y Nikolenka ahora se conozcan como si fueran desconocidas". – El comentario de Vera fue justo, como todos sus comentarios; pero como la mayoría de sus comentarios, todos se sintieron incómodos, y no solo Sonya, Nikolai y Natasha, sino también la anciana condesa, que temía el amor de este hijo por Sonya, que podría privarlo de una fiesta brillante, también se sonrojó como una niña. . Denisov, para sorpresa de Rostov, con un uniforme nuevo, pomado y perfumado, apareció en la sala tan elegante como en la batalla y tan amable con damas y caballeros como Rostov nunca había esperado verlo.
Al regresar a Moscú del ejército, Nikolai Rostov fue aceptado por su familia como el mejor hijo, héroe y amado Nikolushka; parientes, como un joven dulce, agradable y respetuoso; conocidos, como un apuesto teniente de húsar, un hábil bailarín y uno de los mejores mozos de cuadra de Moscú.
Los Rostov conocían todo Moscú; este año el viejo conde tenía suficiente dinero, porque todas sus propiedades habían sido rehipotecadas, y por eso Nikolushka, con sus propias manitas y las calzas más modernas, especiales que nadie en Moscú tenía, y las botas, las más modernas, con los calcetines más puntiagudos y las espuelas plateadas, se divirtieron mucho. Rostov, al regresar a casa, experimentó una sensación agradable después de un tiempo probándose las antiguas condiciones de vida. Le parecía que había madurado y crecido mucho. Desesperación por no aprobar un examen según la ley de Dios, pedir dinero prestado a Gavrila para un taxista, besos secretos con Sonya, recordaba todo esto como una puerilidad, de la que ahora estaba inmensamente lejos. Ahora es un teniente de húsar con un mentic plateado, con un George de soldado, preparando su manita para correr, junto con cazadores famosos, ancianos y respetables. Conoce a una señora del bulevar a la que va a ver por la noche. Dirigió una mazurca en el baile de los Arkharov, habló de la guerra con el mariscal de campo Kamensky, visitó un club inglés y mantuvo una relación amistosa con un coronel de cuarenta años a quien Denisov le presentó.
Su pasión por el soberano se debilitó un poco en Moscú, ya que durante este tiempo no lo vio. Pero a menudo hablaba del soberano, de su amor por él, haciéndole sentir que aún no lo había contado todo, que había algo más en sus sentimientos por el soberano que no todos podían entender; y de todo corazón compartió el sentimiento general de adoración en Moscú en ese momento por el emperador Alejandro Pavlovich, a quien en Moscú en ese momento se le dio el nombre de un ángel encarnado.
Durante esta corta estancia de Rostov en Moscú, antes de partir al ejército, no se hizo cercano, sino que, por el contrario, rompió con Sonya. Era muy bonita, dulce y evidentemente estaba apasionadamente enamorada de él; pero estaba en esa época de la juventud en la que parece haber tanto que hacer que no hay tiempo para hacerlo, y el joven tiene miedo de involucrarse, valora su libertad, que necesita para muchos. otras cosas. Cuando pensaba en Sonya durante esta nueva estancia en Moscú, se decía: ¡Eh! Habrá muchos más, muchos más de estos, en algún lugar, aún desconocido para mí. Todavía tendré tiempo para hacer el amor cuando quiera, pero ahora no hay tiempo. Además, le parecía que en la sociedad femenina había algo humillante para su valentía. Asistía a bailes y hermandades de mujeres, fingiendo que lo hacía en contra de su voluntad. Correr, ir al club inglés, salir de juerga con Denisov, viajar allí... eso era otra cosa: era propio de un buen húsar.
El azufre es común en la corteza terrestre, entre otros elementos, ocupa el decimosexto lugar. Se encuentra tanto en estado libre como ligado. Las propiedades no metálicas son características de esto. elemento químico. Su nombre latino es "azufre", denotado por el símbolo S. El elemento forma parte de varios compuestos iónicos que contienen oxígeno y/o hidrógeno, forma muchas sustancias que pertenecen a las clases de ácidos, sales y varios óxidos, cada uno de los cuales puede denominarse óxido de azufre con los símbolos de adición que indican la valencia. Los estados de oxidación que presenta en varios compuestos son +6, +4, +2, 0, −1, −2. Se conocen óxidos de azufre con distintos grados de oxidación. Los más comunes son el dióxido y el trióxido de azufre. Menos conocidos son el monóxido de azufre, así como los óxidos superiores (excepto SO3) e inferiores de este elemento.
monóxido de azufre
Un compuesto inorgánico llamado óxido de azufre II, SO, por apariencia esta sustancia es un gas incoloro. Al entrar en contacto con el agua, no se disuelve, sino que reacciona con ella. Este es un compuesto muy raro que se encuentra sólo en un ambiente de gas enrarecido. La molécula de SO es termodinámicamente inestable e inicialmente se convierte en S2O2 (llamado gas disulfuro o peróxido de azufre). Debido a la rara aparición de monóxido de azufre en nuestra atmósfera y a la baja estabilidad de la molécula, es difícil determinar completamente los peligros de esta sustancia. Pero en forma condensada o más concentrada, el óxido se convierte en peróxido, que es relativamente tóxico y cáustico. Este compuesto también es altamente inflamable (que en esta propiedad recuerda al metano); cuando se quema, produce dióxido de azufre, un gas venenoso. El óxido de azufre 2 fue descubierto cerca de Io (una de las atmósferas de Venus y en el medio interestelar. En Io se cree que se produce mediante procesos volcánicos y fotoquímicos. Las principales reacciones fotoquímicas son las siguientes: O + S2 → S + SO y SO2 → SO + O.
Dióxido de azufre
El óxido de azufre IV, o dióxido de azufre (SO2), es un gas incoloro con un olor acre y asfixiante. A una temperatura de menos 10 C se vuelve líquido y a una temperatura de menos 73 C se solidifica. A 20°C se disuelven unos 40 volúmenes de SO2 en 1 litro de agua.
Este óxido de azufre, al disolverse en agua, forma ácido sulfuroso, ya que es su anhídrido: SO2 + H2O ↔ H2SO3.
Interactúa con bases y 2NaOH + SO2 → Na2SO3 + H2O y SO2 + CaO → CaSO3.
El dióxido de azufre se caracteriza por las propiedades tanto de un agente oxidante como de un agente reductor. Se oxida con oxígeno atmosférico a anhídrido sulfúrico en presencia de un catalizador: SO2 + O2 → 2SO3. Con agentes reductores fuertes como el sulfuro de hidrógeno, desempeña el papel de agente oxidante: H2S + SO2 → S + H2O.
El dióxido de azufre se utiliza en la industria principalmente para producir ácido sulfúrico. El dióxido de azufre se produce quemando azufre o piritas de hierro: 11O2 + 4FeS2 → 2Fe2O3 + 8SO2.
anhídrido sulfúrico
El óxido de azufre VI o trióxido de azufre (SO3) es un producto intermedio y no tiene significado independiente. En apariencia es un líquido incoloro. Hierve a una temperatura de 45 C y por debajo de 17 C se convierte en una masa cristalina blanca. Este azufre (con el estado de oxidación del átomo de azufre + 6) es extremadamente higroscópico. Con agua forma ácido sulfúrico: SO3 + H2O ↔ H2SO4. Cuando se disuelve en agua, libera una gran cantidad de calor y, si se agrega una gran cantidad de óxido no gradualmente, sino de una vez, puede ocurrir una explosión. El trióxido de azufre se disuelve bien en ácido sulfúrico concentrado para formar óleum. El contenido de SO3 en el oleum alcanza el 60%. Este compuesto de azufre tiene todas las propiedades.
Óxidos de azufre superiores e inferiores.
Los azufres son un grupo. compuestos químicos con la fórmula SO3 + x, donde x puede ser 0 o 1. El óxido monomérico SO4 contiene un grupo peroxo (O-O) y se caracteriza, al igual que el óxido SO3, por el estado de oxidación del azufre +6. Este óxido de azufre se puede producir a bajas temperaturas (por debajo de 78 K) a partir de la reacción del SO3 o de la fotólisis del SO3 mezclado con ozono.
Los óxidos de azufre inferiores son un grupo de compuestos químicos que incluyen:
- SO (óxido de azufre y su dímero S2O2);
- monóxidos de azufre SnO (son compuestos cíclicos formados por anillos formados por átomos de azufre, mientras que n puede ser de 5 a 10);
- S7O2;
- óxidos de azufre poliméricos.
Ha aumentado el interés por los óxidos de azufre inferiores. Esto se debe a la necesidad de estudiar su contenido en atmósferas terrestres y extraterrestres.
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