Состав высшего гидроксида серы его характер. Оксид серы в природе и жизни человека. Сернистая кислота и её соли

бесцветная жидкость Молярная масса 80,06 г/моль Плотность 1,92 г/см³ Термические свойства Т. плав. 16,83 °C Т. кип. 44,9 °C Энтальпия образования -395,8 кДж/моль Классификация Рег. номер CAS Безопасность ЛД 50 510 мг/кг Токсичность Приводятся данные для стандартных условий (25 °C, 100 кПа) , если не указано иного.

Окси́д се́ры (VI) (се́рный ангидри́д , трёхо́кись се́ры , се́рный га́з ) SO 3 - высший оксид серы. В обычных условиях легколетучая бесцветная жидкость с удушающим запахом. При температурах ниже 16,9 °C застывает с образованием смеси различных кристаллических модификаций твёрдого SO 3 .

Получение

Можно получить термическим разложением сульфатов :

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

или взаимодействием SO 2 с озоном:

$\backslash mathsf\{SO\_2\; +\; O\_3\; \backslash rightarrow\; SO\_3\; +\; O\_2\}$

Для окисления SO 2 используют также NO 2:

$\backslash mathsf\{SO\_2\; +\; NO\_2\; \backslash rightarrow\; SO\_3\; +\; NO\}$

Эта реакция лежит в основе исторически первого, нитрозного способа получения серной кислоты .

Физические свойства

Оксид серы(VI) - в обычных условиях легколетучая бесцветная жидкость с удушающим запахом.

Находящиеся в газовой фазе молекулы SO 3 имеют плоское тригональное строение с симметрией D 3h (угол OSO = 120°, d(S-O) = 141 пм). При переходе в жидкое и кристаллическое состояния образуются циклический тример и зигзагообразные цепи. Тип химической связи в молекуле: ковалентная полярная химическая связь.

Твёрдый SO 3 существует в α-, β-, γ- и δ-формах, с температурами плавления соответственно 16,8, 32,5, 62,3 и 95 °C и различающихся по форме кристаллов и степени полимеризации SO 3 . α-форма SO 3 состоит преимущественно из молекул триме́ра. Другие кристаллические формы серного ангидрида состоят из зигзагообразных цепей: изолированных у β-SO 3 , соединенных в плоские сетки у γ-SO 3 или в пространственные структуры у δ-SO 3 . При охлаждении из пара сначала образуется бесцветная, похожая на лёд , неустойчивая α-форма, которая постепенно переходит в присутствии влаги в устойчивую β-форму - белые «шёлковистые» кристаллы, похожие на асбест . Обратный переход β-формы в α-форму возможен только через газообразное состояние SO 3 . Обе модификации на воздухе «дымят» (образуются капельки H 2 SO 4) вследствие высокой гигроскопичности SO 3 . Взаимный переход в другие модификации протекает очень медленно. Разнообразие форм триоксида серы связано со способностью молекул SO 3 полимеризоваться благодаря образованию донорно-акцепторных связей. Полимерные структуры SO 3 легко переходят друг в друга, и твердый SO 3 обычно состоит из смеси различных форм, относительное содержание которых зависит от условий получения серного ангидрида.

Химические свойства

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

и оксидами:

$\backslash mathsf\{CaO\; +\; SO\_3\; \backslash rightarrow\; CaSO\_4\}$

SO 3 характеризуется сильными окислительными свойствами, обычно восстанавливается до диоксида серы:

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

При взаимодействии с хлороводородом образуется хлорсульфоновая кислота :

$\backslash mathsf\{SO\_3\; +\; HCl\; \backslash rightarrow\; HSO\_3Cl\}$

Также взаимодействует с двухлористой серой и хлором, образуя тионилхлорид:

$\backslash mathsf\{SO\_3\; +\; Cl\_2\; +\; 2SCl\_2\; \backslash rightarrow\; 3SOCl\_2\}$

Применение

Серный ангидрид используют в основном в производстве серной кислоты .

Также серный ангидрид выделяется в воздух при сжигании серных шашек, применяющихся при обеззараживании помещений. При контакте с влажными поверхностями серный ангидрид превращается в серную кислоту, которая уже уничтожает грибок и прочие вредоносные организмы.

Напишите отзыв о статье "Оксид серы(VI)"

Литература

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

Отрывок, характеризующий Оксид серы(VI)

Наташа вспыхнула. – Я не хочу ни за кого замуж итти. Я ему то же самое скажу, когда увижу.
– Вот как! – сказал Ростов.
– Ну, да, это всё пустяки, – продолжала болтать Наташа. – А что Денисов хороший? – спросила она.
– Хороший.
– Ну и прощай, одевайся. Он страшный, Денисов?
– Отчего страшный? – спросил Nicolas. – Нет. Васька славный.
– Ты его Васькой зовешь – странно. А, что он очень хорош?
– Очень хорош.
– Ну, приходи скорей чай пить. Все вместе.
И Наташа встала на цыпочках и прошлась из комнаты так, как делают танцовщицы, но улыбаясь так, как только улыбаются счастливые 15 летние девочки. Встретившись в гостиной с Соней, Ростов покраснел. Он не знал, как обойтись с ней. Вчера они поцеловались в первую минуту радости свидания, но нынче они чувствовали, что нельзя было этого сделать; он чувствовал, что все, и мать и сестры, смотрели на него вопросительно и от него ожидали, как он поведет себя с нею. Он поцеловал ее руку и назвал ее вы – Соня. Но глаза их, встретившись, сказали друг другу «ты» и нежно поцеловались. Она просила своим взглядом у него прощения за то, что в посольстве Наташи она смела напомнить ему о его обещании и благодарила его за его любовь. Он своим взглядом благодарил ее за предложение свободы и говорил, что так ли, иначе ли, он никогда не перестанет любить ее, потому что нельзя не любить ее.
– Как однако странно, – сказала Вера, выбрав общую минуту молчания, – что Соня с Николенькой теперь встретились на вы и как чужие. – Замечание Веры было справедливо, как и все ее замечания; но как и от большей части ее замечаний всем сделалось неловко, и не только Соня, Николай и Наташа, но и старая графиня, которая боялась этой любви сына к Соне, могущей лишить его блестящей партии, тоже покраснела, как девочка. Денисов, к удивлению Ростова, в новом мундире, напомаженный и надушенный, явился в гостиную таким же щеголем, каким он был в сражениях, и таким любезным с дамами и кавалерами, каким Ростов никак не ожидал его видеть.

Вернувшись в Москву из армии, Николай Ростов был принят домашними как лучший сын, герой и ненаглядный Николушка; родными – как милый, приятный и почтительный молодой человек; знакомыми – как красивый гусарский поручик, ловкий танцор и один из лучших женихов Москвы.
Знакомство у Ростовых была вся Москва; денег в нынешний год у старого графа было достаточно, потому что были перезаложены все имения, и потому Николушка, заведя своего собственного рысака и самые модные рейтузы, особенные, каких ни у кого еще в Москве не было, и сапоги, самые модные, с самыми острыми носками и маленькими серебряными шпорами, проводил время очень весело. Ростов, вернувшись домой, испытал приятное чувство после некоторого промежутка времени примеривания себя к старым условиям жизни. Ему казалось, что он очень возмужал и вырос. Отчаяние за невыдержанный из закона Божьего экзамен, занимание денег у Гаврилы на извозчика, тайные поцелуи с Соней, он про всё это вспоминал, как про ребячество, от которого он неизмеримо был далек теперь. Теперь он – гусарский поручик в серебряном ментике, с солдатским Георгием, готовит своего рысака на бег, вместе с известными охотниками, пожилыми, почтенными. У него знакомая дама на бульваре, к которой он ездит вечером. Он дирижировал мазурку на бале у Архаровых, разговаривал о войне с фельдмаршалом Каменским, бывал в английском клубе, и был на ты с одним сорокалетним полковником, с которым познакомил его Денисов.
Страсть его к государю несколько ослабела в Москве, так как он за это время не видал его. Но он часто рассказывал о государе, о своей любви к нему, давая чувствовать, что он еще не всё рассказывает, что что то еще есть в его чувстве к государю, что не может быть всем понятно; и от всей души разделял общее в то время в Москве чувство обожания к императору Александру Павловичу, которому в Москве в то время было дано наименование ангела во плоти.
В это короткое пребывание Ростова в Москве, до отъезда в армию, он не сблизился, а напротив разошелся с Соней. Она была очень хороша, мила, и, очевидно, страстно влюблена в него; но он был в той поре молодости, когда кажется так много дела, что некогда этим заниматься, и молодой человек боится связываться – дорожит своей свободой, которая ему нужна на многое другое. Когда он думал о Соне в это новое пребывание в Москве, он говорил себе: Э! еще много, много таких будет и есть там, где то, мне еще неизвестных. Еще успею, когда захочу, заняться и любовью, а теперь некогда. Кроме того, ему казалось что то унизительное для своего мужества в женском обществе. Он ездил на балы и в женское общество, притворяясь, что делал это против воли. Бега, английский клуб, кутеж с Денисовым, поездка туда – это было другое дело: это было прилично молодцу гусару.

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

Как окислитель SO 2 реагирует с более сильными восстановителями, например с :

SO 2 + 2H 2 S = 3S↓ + 2H 2 O

Как восстановитель SO 2 реагирует с более сильными окислителями, например с в присутствии катализатора, с и т.д.:

2SO 2 + O 2 = 2SO 3

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

Получение

1) Сернистый газ образуется при горении серы:

2) В промышленности его получают при обжиге пирита:

3) В лаборатории сернистый газ можно получить:

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

Применение

Сернистый газ находит широкое применение в текстильной промышленности для отбеливания различных изделий. Кроме того, его используют в сельском хозяйстве для уничтожения вредных микроорганизмов в теплицах и погребах. В больших количествах SO 2 идет на получение серной кислоты.

Оксид серы (VI ) – SO 3 (серный ангидрид)

Серный ангидрид SO 3 – это бесцветная жидкость, которая при температуре ниже 17 о С превращается в белую кристаллическую массу. Очень хорошо поглощает влагу (гигроскопичен).

Химические свойства

Кислотно-основные свойства

Как типичный кислотный оксид серный ангидрид взаимодействует:

SO 3 + CaO = CaSO 4

в) с водой:

SO 3 + H 2 O = H 2 SO 4

Особым свойством SO 3 является его способность хорошо растворяться в серной кислоте. Раствор SO 3 в серной кислоте имеет название олеум.

Образование олеума: H 2 SO 4 + n SO 3 = H 2 SO 4 ∙ n SO 3

Окислительно-восстановительные свойства

Оксид серы (VI) характеризуется сильными окислительными свойствами (обычно восстанавливается до SO 2):

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

Получение и применение

Серный ангидрид образуется при окислении сернистого газа:

2SO 2 + O 2 = 2SO 3

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

H 2 SO 4

Упоминания о серной кислоте впервые встречаются у арабских и европейских алхимиков. Ее получали, прокаливая на воздухе железный купорос (FeSO 4 ∙7H 2 O): 2FeSO 4 = Fe 2 O 3 + SO 3 + SO 2 либо смесь с : 6KNO 3 + 5S = 3K 2 SO 4 + 2SO 3 + 3N 2 , а выделяющиеся пары серного ангидрида конденсировали. Поглощая влагу, они превращались в олеум. В зависимости от способа приготовления H 2 SO 4 называли купоросным маслом или серным маслом. В 1595 г. алхимик Андреас Либавий установил тождественность обоих веществ.

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

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

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

Раствор серной кислоты в воде с содержанием H 2 SO 4 менее 70% обычно называют разбавленной серной кислотой, а раствор более 70% — концентрированной серной кислотой.

Химические свойства

Кислотно-основные свойства

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

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

H 2 SO 4 + BaCl 2 = BaSO 4 ↓ + 2HCl

Процесс взаимодействия ионов Ва 2+ с сульфат-ионами SO 4 2+ приводит к образованию белого нерастворимого осадка BaSO 4 . Это качественная реакция на сульфат-ион .

Окислительно – восстановительные свойства

В разбавленной H 2 SO 4 окислителями являются ионы Н + , а в концентрированной – сульфат-ионы SO 4 2+ . Ионы SO 4 2+ являются более сильными окислителями, чем ионы Н + (см.схему).

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

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

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

Cu + H 2 SO 4 ≠

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

При взаимодействии концентрированной серной кислоты с металлами, которые в электрохимическом ряду напряжений находятся после водорода (Cu, Ag, Hg), образуются сульфаты металлов, а также продукт восстановления серной кислоты – SO 2 .

Реакция серной кислоты с цинком

Более активными металлами (Zn, Al, Mg) концентрированная серная кислота может восстанавливаться до свободной . Например, при взаимодействии серной кислоты с , в зависимости от концентрации кислоты одновременно могут образовываться различные продукты восстановления серной кислоты – 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

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

Fe + H 2 SO 4 ≠

Концентрированная серная кислота окисляет некоторые неметаллы ( , и др.), восстанавливаясь до оксида серы (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

Получение и применение

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

1. Получение SO 2 путем обжига пирита:

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

1. Окисление SO 2 в SO 3 в присутствии катализатора – оксида ванадия (V):

2SO 2 + O 2 = 2SO 3

1. Растворение SO 3 в серной кислоте:

H 2 SO 4 + n SO 3 = H 2 SO 4 ∙ n SO 3

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

H 2 SO 4 ∙ n SO 3 + H 2 O = H 2 SO 4

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

Соли серной кислоты

Большинство сульфатов хорошо растворимы в воде (малорастворим CaSO 4 , еще менее PbSO 4 и практически нерастворим BaSO 4). Некоторые сульфаты, содержащие кристаллизационную воду, называются купоросами:

CuSO 4 ∙ 5H 2 O медный купорос

FeSO 4 ∙ 7H 2 O железный купорос

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

Сульфаты активных металлов ( , ) не разлагаются даже при 1000 о С, а других (Cu, Al, Fe) – распадаются при небольшом нагревании на оксид металла и SO 3:

CuSO 4 = CuO + SO 3

Скачать:

Скачать бесплатно реферат на тему: «Производство серной кислоты контактным способом»

Скачать рефераты по другим темам можно

*на изображении записи фотография медного купороса

Степень окисления +4 для серы является довольно устойчивой и проявляется в тетрагалогенидах SHal 4 , оксодигалогенидах SOHal 2 , диоксиде SO 2 и в отвечающих им анионах. Мы познакомимся со свойствами диоксида серы и сернистой кислоты.

1.11.1. Оксид серы (IV) Строение молекулы so2

Строение молекулы SO 2 аналогично строению молекулы озона. Атом серы находится в состоянии sp 2 -гибридизации, форма расположения орбиталей – правильный треугольник, форма молекулы – угловая. На атоме серы имеется неподеленная электронная пара. Длина связи S – O равна 0,143 нм, валентный угол составляет 119,5°.

Строение соответствует следующим резонансным структурам:

В отличие от озона, кратность связи S – O равна 2, то есть основной вклад вносит первая резонансная структура. Молекула отличается высокой термической устойчивостью.

Физические свойства

При обычных условиях диоксид серы или сернистый газ – бесцветный газ с резким удушливым запахом, температура плавления -75 °С, температура кипения -10 °С. Хорошо растворим в воде, при 20 °С в 1 объеме воды растворяется 40 объемов сернистого газа. Токсичный газ.

Химические свойства оксида серы (IV)

Сернистый газ обладает высокой реакционной способностью. Диоксид серы – кислотный оксид. Он довольно хорошо растворим в воде с образованием гидратов. Также он частично взаимодействует с водой, образуя слабую сернистую кислоту, которая не выделена в индивидуальном виде:

SO 2 + H 2 O = H 2 SO 3 = H + + HSO 3 - = 2H + + SO 3 2- .

В результате диссоциации образуются протоны, поэтому раствор имеет кислую среду.

При пропускании газообразного диоксида серы через раствор гидроксида натрия образуется сульфит натрия. Сульфит натрия реагирует с избытком диоксида серы и образуется гидросульфит натрия:

2NaOH + SO 2 = Na 2 SO 3 + H 2 O;

Na 2 SO 3 + SO 2 = 2NaHSO 3 .

Для сернистого газа характерна окислительно-восстановительная двойственность, например, он, проявляя восстановительные свойства, обесцвечивает бромную воду:

SO 2 + Br 2 + 2H 2 O = H 2 SO 4 + 2HBr

и раствор перманганата калия:

5SO 2 + 2KMnO 4 + 2H 2 O = 2KНSO 4 + 2MnSO 4 + H 2 SO 4 .

окисляется кислородом в серный ангидрид:

2SO 2 + O 2 = 2SO 3 .

Окислительные свойства проявляет при взаимодействии с сильными восстановителями, например:

SO 2 + 2CO = S + 2CO 2 (при 500 °С, в присутствии Al 2 O 3);

SO 2 + 2H 2 = S + 2H 2 O.

Получение оксида серы (IV)

Сжигание серы на воздухе

S + O 2 = SO 2 .

Окисление сульфидов

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

Действие сильных кислот на сульфиты металлов

Na 2 SO 3 + 2H 2 SO 4 = 2NaHSO 4 + H 2 O + SO 2 .

1.11.2. Сернистая кислота и её соли

При растворении диоксида серы в воде образуется слабая сернистая кислота, основная масса растворенного SO 2 находится в виде гидратированной формы SO 2 ·H 2 O, при охлаждении также выделяется кристаллогидрат, лишь небольшая часть молекул сернистой кислоты диссоциирует на сульфит- и гидросульфит-ионы. В свободном состоянии кислота не выделена.

Будучи двухосновной, образует два типа солей: средние – сульфиты и кислые – гидросульфиты. В воде растворяются лишь сульфиты щелочных металлов и гидросульфиты щелочных и щелочно-земельных металлов.

Сера распространена в земной коре, среди других элементов занимает шестнадцатое место. Она встречается как в свободном состоянии, так и в связанном виде. Неметаллические свойства характерны для этого химического элемента. Ее латинское название «Sulfur», обозначается символом S. Элемент входит в состав различных ионов соединений, содержащих кислород и/или водород, образует много веществ, относящихся к классам кислот, солей и несколько окислов, каждый из которых может быть назван оксид серы с добавлением символов, обозначающих валентность. Степени окисления, которые она проявляет в различных соединениях +6, +4, +2, 0, −1, −2. Известны окислы серы с различной степенью окисления. Самые распространенные — это диоксид и триоксид серы. Менее известными являются монооксид серы, а также высшие (кроме SO3) и низшие окислы этого элемента.

Монооксид серы

Неорганическое соединение, называемое оксид серы II, SO, по внешнему виду это вещество является бесцветным газом. При контакте с водой он не растворяется, а реагирует с ней. Это очень редкое соединение, которое встречается только в разреженной газовой среде. Молекула SO термодинамически неустойчива, превращается изначально в S2O2, (называют disulfur газ или пероксид серы). Из-за редкого появления монооксида серы в нашей атмосфере и низкой стабильности молекулы трудно в полной мере определить опасности этого вещества. Но в сконденсированном или более концентрированном виде окисел превращается в пероксид, который является относительно токсичным и едким. Это соединение также легко воспламеняется (напоминает этим свойством метан), при сжигании получается диоксид серы — ядовитый газ. Оксид серы 2 был обнаружен около Ио (одного из в атмосфере Венеры и в межзвездной среде. Предполагается, что на Ио он получается в результате вулканических и фотохимических процессов. Основные фотохимические реакции выглядят следующим образом: O + S2 → S + SO и SO2 → SO + O.

Сернистый газ

Оксид серы IV, или двуокись серы (SO2) является бесцветным газом с удушливым резким запахом. При температуре минус 10 С он переходит в жидкое состояние, а при температуре минус 73 С затвердевает. При 20С в 1 литре воды растворяется около 40 объемов SO2.

Этот оксид серы, растворяясь в воде, образует сернистую кислоту, так как является ее ангидридом: SO2 + H2O ↔ H2SO3.

Он взаимодействует с основаниями и 2NaOH + SO2 → Na2SO3 + H2O и SO2 + CaO → CaSO3.

Для сернистого газа характерны свойства и окислителя, и восстановителя. Он окисляется кислородом воздуха до серного ангидрида в присутствии катализатора: SO2 + O2 → 2SO3. С сильными восстановителями, такими как сероводород, играет роль окислителя: H2S + SO2 → S + H2O.

Сернистый газ в промышленности используют в основном для получения серной кислоты. Диоксид серы получают сжиганием серы или железного колчедана: 11O2 + 4FeS2 → 2Fe2O3 + 8SO2.

Серный ангидрид

Оксид серы VI, или трехокись серы (SO3) является промежуточным продуктом и самостоятельного значения не имеет. По внешнему виду это бесцветная жидкость. Она кипит при температуре 45 С, а ниже 17 С превращается в белую кристаллическую массу. Этот серы (со степенью окисления атома серы + 6) отличается крайней гигроскопичностью. С водой он образует кислоту серную: SO3 + H2O ↔ H2SO4. Растворяясь в воде, выделяет большое количество тепла и, если прибавлять не постепенно, а сразу большое количество оксида, то может произойти взрыв. Триоксид серы хорошо растворяется в концентрированной кислоте серной с образованием олеума. Содержание SO3 в олеуме достигает 60 %. Для этого соединения серы характерны все свойства

Высшие и низшие оксиды серы

Серы представляют собой группу химических соединений с формулой SO3 + х, где х может быть 0 или 1. Мономерный окисел SO4 содержат пероксогруппу (O-O) и характеризуется, как и окисел SO3, степенью окисления серы +6. Этот оксид серы может быть получен при низких температурах (ниже 78 К) в результате реакции SO3 и или фотолизе SO3 в смеси с озоном.

Низшие оксиды серы представляют собой группу химических соединений, в которую входят:

• SO (оксид серы и его димер S2O2);
• монооксиды серы SnO (представляют собой циклические соединения, состоящие из колец, образованных атомами серы, при этом n может быть от 5 до 10);
• S7O2;
• полимерные оксиды серы.

Интерес к низшим оксидам серы увеличился. Это связано с необходимостью изучения их содержания в наземной и внеземной атмосферах.