El azufre se encuentra en el grupo VIa. Tabla periódica elementos químicos DI. Mendeleev.
El nivel de energía exterior del azufre contiene 6 electrones, que tienen 3s 2 3p 4. En compuestos con metales e hidrógeno, el azufre exhibe un estado de oxidación negativo de los elementos -2, en compuestos con oxígeno y otros no metales activos: positivo +2, +4, +6. El azufre es un no metal típico; dependiendo del tipo de transformación, puede ser un agente oxidante y un agente reductor.

Encontrar azufre en la naturaleza

El azufre se encuentra en estado libre (nativo) y en forma ligada.

Los compuestos naturales de azufre más importantes:

FeS 2 - pirita o pirita de hierro,

ZnS - blenda de zinc o esfalerita (wurtzita),

PbS - brillo de plomo o galena,

HgS - cinabrio,

Sb 2 S 3 - estibina.

Además, el azufre está presente en el petróleo, el carbón natural, los gases naturales y las aguas naturales (en forma de iones sulfato y determina la dureza "permanente" agua dulce). Un elemento vital para los organismos superiores, componente Muchas proteínas se concentran en el cabello.

Modificaciones alotrópicas del azufre.

Alotropía- esta es la capacidad de un mismo elemento para existir en diferentes formas moleculares (las moléculas contienen diferentes números de átomos del mismo elemento, por ejemplo, O 2 y O 3, S 2 y S 8, P 2 y P 4, etc. ).

El azufre se distingue por su capacidad para formar cadenas y ciclos estables de átomos. Los más estables son el S8, que forma azufre ortorrómbico y monoclínico. Se trata de azufre cristalino, una sustancia amarilla quebradiza.

Las cadenas abiertas tienen azufre plástico, una sustancia marrón que se obtiene por enfriamiento brusco del azufre fundido (el azufre plástico se vuelve quebradizo después de unas horas, adquiere un color amarillo y gradualmente se vuelve rómbico).

1) rómbico - S 8

t°pl. = 113°C; r = 2,07 g/cm 3

La modificación más estable.

2) monoclínico - agujas de color amarillo oscuro

t°pl. = 119°C; r = 1,96 g/cm3

Estable a temperaturas superiores a 96°C; en condiciones normales se vuelve rómbico.

3) plástico - masa marrón parecida al caucho (amorfa)

Inestable, al endurecerse se convierte en rómbico.

Obtención de azufre

El método industrial consiste en fundir el mineral mediante vapor.
Oxidación incompleta de sulfuro de hidrógeno (con falta de oxígeno):

2H2S + O2 → 2S + 2H2O

La reacción de Wackenroeder:

2H 2 S + SO 2 → 3S + 2H 2 O

Propiedades químicas azufre

Propiedades oxidativas del azufre.
(S 0 + 2ē→ S -2 )

1) El azufre reacciona con sustancias alcalinas sin calentarse:

S + O 2 – t° → S+4O2

2S + 3O 2 – t°; punto → 2S +6 O 3

4) (excepto yodo):

S+Cl2 → S+2Cl2

S + 3P 2 → SF 6

Con sustancias complejas:

5) con ácidos - agentes oxidantes:

S + 2H 2 SO 4 (conc.) → 3S +4O2 + 2H2O

S+6HNO3(conc.) → H2S +6O4 + 6NO2 + 2H2O

Reacciones de desproporción:

6) 3S 0 + 6KOH → K 2 S +4 O 3 + 2K 2 S -2 + 3H 2 O

7) el azufre se disuelve en una solución concentrada de sulfito de sodio:

S 0 + Na 2 S +4 O 3 → Na 2 S 2 O 3 tiosulfato de sodio

El óxido de azufre (IV) tiene propiedades ácidas, que se manifiestan en reacciones con sustancias que presentan propiedades básicas. Las propiedades ácidas aparecen al interactuar con el agua. Esto produce una solución de ácido sulfuroso:

El grado de oxidación del azufre en el gas dióxido de azufre (+4) determina las propiedades reductoras y oxidantes del gas dióxido de azufre:

vo-tel: S+4 – 2e => S+6

ok-tel: S+4 + 4e => S0

Las propiedades reductoras se manifiestan en reacciones con agentes oxidantes fuertes: oxígeno, halógenos, Ácido nítrico, permanganato de potasio y otros. Por ejemplo:

2SO2 + O2 = 2SO3

S+4 – 2e => S+6 2

O20 + 4e => 2O-2 1

Con agentes reductores fuertes, el gas presenta propiedades oxidantes. Por ejemplo, si mezclas dióxido de azufre y sulfuro de hidrógeno, interactúan en condiciones normales:

2H2S + SO2 = 3S + 2H2O

S-2 – 2e => S0 2

S+4 + 4e => S0 1

El ácido sulfuroso existe sólo en solución. Es inestable y se descompone en dióxido de azufre y agua. El ácido sulfuroso no está clasificado como ácidos fuertes. Es un ácido de fuerza media y se disocia paso a paso. Cuando se agrega álcali al ácido sulfuroso, se forman sales. El ácido sulfuroso produce dos series de sales: media - sulfitos y ácida - hidrosulfitos.

Óxido de azufre (VI)

El trióxido de azufre exhibe propiedades ácidas. Reacciona violentamente con el agua, liberando una gran cantidad de calor. Esta reacción se utiliza para obtener el producto más importante. industria química- ácido sulfúrico.

SO3 + H2O = H2SO4

Dado que el azufre en el trióxido de azufre tiene el grado más alto oxidación, entonces el óxido de azufre (VI) exhibe propiedades oxidantes. Por ejemplo, oxida haluros, no metales con baja electronegatividad:

2SO3 + C = 2SO2 + CO2

S+6 + 2e => S+4 2

C0 – 4e => C+4 2

El ácido sulfúrico reacciona tres tipos: ácido-base, intercambio iónico, redox. También interactúa activamente con sustancias orgánicas.

Reacciones ácido-base

El ácido sulfúrico exhibe propiedades ácidas en reacciones con bases y óxidos básicos. Estas reacciones se llevan a cabo mejor con ácido sulfúrico diluido. Dado que el ácido sulfúrico es dibásico, puede formar tanto sales intermedias (sulfatos) como ácidas (sulfatos de hidrógeno).

Reacciones de intercambio iónico

El ácido sulfúrico se caracteriza por reacciones de intercambio iónico. Al mismo tiempo, interactúa con soluciones salinas, formando un precipitado, un ácido débil o liberando gas. Estas reacciones ocurren a un ritmo más rápido si toma 45% o incluso más diluido. ácido sulfúrico. El desprendimiento de gases se produce en reacciones con sales de ácidos inestables, que se descomponen para formar gases (carbónico, dióxido de azufre, sulfuro de hidrógeno) o para formar ácidos volátiles como el ácido clorhídrico.

Reacciones redox

El ácido sulfúrico manifiesta más claramente sus propiedades en reacciones redox, ya que en su composición el azufre tiene el estado de oxidación más alto de +6. Las propiedades oxidantes del ácido sulfúrico pueden detectarse, por ejemplo, en una reacción con cobre.

Hay dos elementos oxidantes en una molécula de ácido sulfúrico: un átomo de azufre con CO. +6 y iones hidrógeno H+. El cobre no puede oxidarse con hidrógeno al estado de oxidación +1, pero el azufre sí. Ésta es la razón de la oxidación de un metal tan inactivo como el cobre por el ácido sulfúrico.

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 el dióxido de azufre se disuelve 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, pero no La mayoría de 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.

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 destruir 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, se empezó a utilizar ácido nítrico (que 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 característicasácidos 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 grado de oxidación del azufre en el gas dióxido de azufre (+4) determina las propiedades reductoras y oxidantes del gas dióxido de azufre:

Es posible que estas enzimas no se inactiven completamente durante el procesamiento del jugo porque el alto contenido de celulosa que generalmente se encuentra en los jugos de frutas tropicales dificulta la inactivación térmica de estas enzimas. La adición de sulfito previene la destrucción del ácido ascórbico durante el procesamiento y almacenamiento del producto, evitando la oxidación causada por las enzimas ácido ascórbico oxidasa 13.

Control del pardeamiento no enzimático. Los zumos de frutas tienen características específicas de color, sabor y aroma. Estas características tienden a modificarse durante el procesamiento y almacenamiento, provocando una degradación general del producto. Los tres mecanismos de oscurecimiento no enzimáticos más importantes en los jugos de frutas son: 1 - la reacción de Maillard, que ocurre entre los azúcares reductores y los grupos γ-amino de aminoácidos, péptidos y proteínas, dando como resultado la formación de melanoidinas; 2 - oxidación del ácido ascórbico a furfural y ácido alfa-cetogulón, que forman pigmentos de color marrón oscuro en presencia de compuestos nitrogenados; además de la generación de polimerización simple se formaron pigmentos furfur de color marrón claro; 3 - caramelización de los azúcares, que se produce bajo la acción de los ácidos sobre los azúcares, lo que conduce a la formación de hidroximetilfurfural, que polimeriza para formar melanoidinas, pigmentos marrones 47.

vo-tel: S+4 – 2e => S+6

ok-tel: S+4 + 4e => S0

Las propiedades reductoras se manifiestan en reacciones con agentes oxidantes fuertes: oxígeno, halógenos, ácido nítrico, permanganato de potasio y otros. Por ejemplo:

2SO2 + O2 = 2SO3

S+4 – 2e => S+6 2

O20 + 4e => 2O-2 1

Con agentes reductores fuertes, el gas presenta propiedades oxidantes. Por ejemplo, si mezclas dióxido de azufre y sulfuro de hidrógeno, interactúan en condiciones normales:

Las reacciones de oscurecimiento no enzimáticas conducen a la destrucción de nutrientes como los aminoácidos esenciales y el ácido ascórbico, reducen la digestibilidad de las proteínas, inhiben la acción de las enzimas digestivas e interfieren con la absorción de minerales al promover la complejación de iones metálicos. Debido a la reacción de Maillard se pueden formar productos mutagénicos potencialmente tóxicos 19.

Generalmente, el pardeamiento no enzimático se puede inhibir o controlar. diferentes caminos usando temperaturas bajas almacenamiento eliminando el oxígeno del embalaje y utilizando inhibidores químicos como los sulfitos 47. El dióxido de azufre es probablemente el pardeamiento no enzimático más eficaz de los alimentos 10.

2H2S + SO2 = 3S + 2H2O

S-2 – 2e => S0 2

S+4 + 4e => S0 1

El ácido sulfuroso existe sólo en solución. Es inestable y se descompone en dióxido de azufre y agua. El ácido sulfuroso no es un ácido fuerte. Es un ácido de fuerza media y se disocia paso a paso. Cuando se agrega álcali al ácido sulfuroso, se forman sales. El ácido sulfuroso produce dos series de sales: media - sulfitos y ácida - hidrosulfitos.

El mecanismo químico por el cual el dióxido de azufre inhibe el pardeamiento no enzimático no se comprende completamente y se cree que es una reacción del bisulfito con los grupos carbonilo activos de las moléculas de azúcar y la vitamina C 10. El sulfito interactúa con varios componentes presentes en los alimentos, entre ellos: Los azúcares, aldehídos, cetonas, proteínas y antocianinas 53 y el sulfito en su forma unida se reducen en los alimentos ácidos. El alcance de la reacción depende del pH, la temperatura, la concentración de sulfito y los componentes reactivos presentes en el producto.

Óxido de azufre (VI)

El trióxido de azufre exhibe propiedades ácidas. Reacciona violentamente con el agua, liberando una gran cantidad de calor. Esta reacción se utiliza para producir el producto más importante de la industria química: el ácido sulfúrico.

SO3 + H2O = H2SO4

Dado que el azufre en el trióxido de azufre tiene el estado de oxidación más alto, el óxido de azufre (VI) exhibe propiedades oxidantes. Por ejemplo, oxida haluros, no metales con baja electronegatividad:

Uno de los principios que rigen el uso aditivos alimentarios, es su seguridad, pero es imposible determinar una prueba absoluta de su toxicidad para todas las personas. Las pruebas toxicológicas se refieren a efectos fisiológicos en animales de experimentación en relación con una determinada tasa de ingestión.

Este grupo concluyó que los sulfitos no son teratogénicos, mutagénicos ni cancerígenos en animales de laboratorio. Tampoco encontraron datos toxicológicos o metabólicos significativos 54. Los sulfitos solían ser populares entre los propietarios de restaurantes para su uso en ensaladas porque contenían frutas y verduras frescas, pero su uso fue prohibido después de que ocurrieran reacciones alérgicas peligrosas en algunas personas. En consecuencia, en muchos productos sólo una pequeña proporción del sulfito añadido permanece en forma libre en el producto final 18.

2SO3 + C = 2SO2 + CO2

S+6 + 2e => S+4 2

C0 – 4e => C+4 2

El ácido sulfúrico sufre tres tipos de reacciones: ácido-base, intercambio iónico y redox. También interactúa activamente con sustancias orgánicas.

Reacciones ácido-base

La biotransformación del sulfito consiste en su oxidación a sulfato por la acción de la enzima sulfito oxidasa localizada en las mitocondrias presentes en los tejidos, principalmente corazón, hígado y riñones. En el cuerpo humano, esta enzima también convierte los aminoácidos azufrados en sulfitos. Este proceso metabólico normal controla el exceso de estos aminoácidos oxidándolos a sulfatos, que se eliminan fácilmente. En todas las especies estudiadas, la mayor parte del sulfito consumido se excreta rápidamente como sulfato, que puede reaccionar con las proteínas para formar un complejo proteína-tiosulfonato que puede retenerse en el cuerpo.

Reacciones de intercambio iónico

El ácido sulfúrico se caracteriza por reacciones de intercambio iónico. Al mismo tiempo, interactúa con soluciones salinas, formando un precipitado, un ácido débil o liberando gas. Estas reacciones ocurren a un ritmo más rápido si se toma ácido sulfúrico diluido al 45% o incluso más. El desprendimiento de gases se produce en reacciones con sales de ácidos inestables, que se descomponen para formar gases (carbónico, dióxido de azufre, sulfuro de hidrógeno) o para formar ácidos volátiles como el ácido clorhídrico.

Las personas asmáticas y con deficiencia de sulfito oxidasa toleran hasta una cierta cantidad de sulfito sin ser sensibles. Existe otra enzima inespecífica que también oxida el sulfito a sulfato, la xantina oxidasa 21. Según Taylor 19, el único efecto negativo asociado con la sensibilidad al sulfito es el asma, aunque sólo un pequeño porcentaje de asmáticos son sensibles al sulfito.

Un aditivo alimentario es cualquier aditivo añadido intencionalmente a un alimento, sin finalidad nutricional, con el propósito de alterar las características físicas, químicas, biológicas o sensoriales durante la producción, procesamiento, preparación, manipulación, envasado, almacenamiento, transporte o manipulación del alimento 59 Sin embargo, el concepto de suplemento dietético varía mucho de un país a otro. Una sola sustancia puede usarse como aditivo en un país y prohibirse en otro 60.

Reacciones redox

En Brasil, los aditivos se clasifican en 23 clases funcionales, entre las que se encuentran los conservantes, que se definen como sustancias que previenen o retrasan los cambios en los alimentos causados por microorganismos o enzimas. El dióxido de azufre y sus derivados se clasifican como conservadores 59.

Sin embargo, en el caso concreto del zumo de anacardo, es necesario utilizar más niveles altos dióxido de azufre que otros jugos de frutas para evitar el oscurecimiento y la pérdida de aroma, sabor y valor nutricional. La conservación de jugos de frutas tropicales mediante la adición de dióxido de azufre seguido de un tratamiento térmico es el método más utilizado en las industrias procesadoras ya que este aditivo ha demostrado ser eficaz en el control de microorganismos y el pardeamiento enzimático y no enzimático, lo que ha contribuido en gran medida a mantener la calidad de los jugos procesados. por un período más largo.

En soluciones diluidas de ácido sulfúrico, el agente oxidante es predominantemente el ion hidrógeno H+. En soluciones concentradas, especialmente calientes, predominan las propiedades oxidantes del azufre en el estado de oxidación +6.

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Se conocen varias modificaciones alotrópicas del azufre: azufre rómbico, monoclínico y plástico. La modificación más estable es el azufre rómbico; todas las demás modificaciones se transforman espontáneamente en él después de un tiempo.

Además, este aditivo se considera toxicológicamente seguro, siempre que no exceda los límites permitidos por la ley brasileña. Bebidas ganadoras: el uso de aminoácidos y péptidos en la nutrición deportiva. Alimentos funcionales: el enfoque japonés.

Nutricion moderna en salud y enfermedad. 8ª ed. Asociación de Procesamiento de Frutas Tropicales. Informe de exportación de zumos de frutas. Anuario del brasileño Agricultura. Aditivos alimentarios con sulfitos: ¿prohibirlos o no? Revisión de sulfitos en alimentos: metodología analítica y resultados publicados.

El azufre puede donar sus electrones al interactuar con agentes oxidantes más fuertes:

En estas reacciones, el azufre es el agente reductor.

Hay que destacar que el óxido de azufre (VI) sólo puede formarse en presencia o a alta presión (ver más abajo).

Al interactuar con metales, el azufre presenta propiedades oxidantes:

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El azufre reacciona con la mayoría de los metales cuando se calienta, pero en la reacción con el mercurio la interacción ya se produce a temperatura ambiente.

Esta circunstancia se utiliza en los laboratorios para eliminar el mercurio derramado, cuyos vapores son un veneno fuerte.

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Sulfuro de hidrógeno, ácido hidrosulfuro, sulfuros.

Cuando el azufre se calienta con hidrógeno, se produce una reacción reversible.

con un rendimiento muy bajo de sulfuro de hidrógeno. Generalmente se prepara por la acción de ácidos diluidos sobre los sulfuros:

El sulfuro de hidrógeno es un gas incoloro que huele a huevos podridos y es venenoso. Un volumen de agua en condiciones normales disuelve 3 volúmenes de sulfuro de hidrógeno.

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El sulfuro de hidrógeno es un agente reductor típico. Se quema en oxígeno (ver arriba). Una solución de sulfuro de hidrógeno en agua es muy débil. ácido hidrosulfuro, que se disocia paso a paso y principalmente según el primer paso:

El ácido sulfuro de hidrógeno, como el sulfuro de hidrógeno, es un agente reductor típico.

Control sanitario de productos alimenticios. 2da ed. Conservantes: métodos alternativos para combatir las bacterias. Los agentes tóxicos entran directamente en los alimentos. São Paulo: Varela; r. 61. Química de los alimentos: teoría y práctica. 1ª edición. Federación de Sociedades Estadounidenses de Biología Experimental.

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El ácido sulfhídrico se oxida no sólo por agentes oxidantes fuertes, como el cloro,

pero también los más débiles, por ejemplo el ácido sulfuroso.

o iones férricos:

El ácido sulfuro de hidrógeno puede reaccionar con bases, óxidos básicos o sales, formando dos series de sales: media - sulfuros, ácida - hidrosulfuros.

Decreto No. 540 del Ministerio de Salud. Aprueba Reglamento técnico: Aditivos alimentarios - definiciones, clasificación y empleo. Legislación de aditivos alimentarios. Resolución No. 04 Concejo Nacional cuidado de la salud. Resolución 12 de la Agencia Nacional de Vigilancia Sanitaria.

Además, al alquimista persa Al-Razi se le atribuyen las primeras descripciones de esta sustancia. Otras mejoras realizadas en este proceso por parte del químico francés Gay-Lussac y el químico británico John Glover mejoraron la concentración del ácido resultante. La historia del ácido sulfúrico se analiza con más detalle en nuestro artículo.

La mayoría de los sulfuros (excepto los alcalinos y metales alcalinotérreos, así como sulfuro de amonio) es poco soluble en agua. Los sulfuros, como sales de un ácido muy débil, sufren hidrólisis.

Óxido de azufre (IV). Ácido sulfúrico.

El SO2 se forma cuando se quema azufre en oxígeno o cuando se tuestan sulfuros; es un gas incoloro de olor acre, muy soluble en agua (40 volúmenes en 1 volumen de agua a 20 ° C).

Geología, climatología y astrofísica.

La historia de la obtención de los productos químicos más útiles. El ácido sulfúrico se forma naturalmente debido a las emisiones de los volcanes, que producen dióxido de azufre, que se oxida a la atmósfera y luego reacciona con la humedad del aire. También se forma en burbujas en cuerpos de agua cerca de actividad volcánica y lagos formados dentro de cráteres volcánicos.

También se forma junto con el cloruro de hidrógeno y, por tanto, el ácido clorhídrico cuando la lava volcánica entra en contacto con agua de mar. Nubes de vapor que contienen ácido sulfúrico. Es probable que estos hidratos se produzcan en la estratosfera de la Tierra y puedan proporcionar sitios para la condensación de nubes de hielo a gran altitud que pueden afectar significativamente el clima de la Tierra, especialmente después de erupciones volcánicas cuando se depositan grandes cantidades de azufre en la atmósfera superior. En particular, la zona estudiada hielo puro hemihexahidrato de ácido sulfúrico, incluidos estudios detallados del octahidrato de ácido sulfúrico.

El óxido de azufre (IV) es un anhídrido del ácido sulfuroso, por lo tanto, cuando se disuelve en agua, se produce una reacción parcial con el agua y se forma un ácido sulfuroso débil:

que es inestable y se vuelve a descomponer fácilmente. En una solución acuosa de dióxido de azufre, existen simultáneamente los siguientes equilibrios.