Сернистый ангидрид

Содержание:

В ангидриды Это химические соединения, которые образуются в результате объединения двух молекул посредством выделения воды.Таким образом, это можно рассматривать как обезвоживание исходных веществ; хотя это не совсем так.

Они упоминаются в органической и неорганической химии, и в обеих отраслях их понимание значительно различается. Например, в неорганической химии основные и кислотные оксиды рассматриваются как ангидриды их гидроксидов и кислот соответственно, поскольку первые реагируют с водой с образованием вторых.

Здесь может возникнуть путаница между терминами «безводный» и «ангидрид». Как правило, безводный относится к соединению, до которого оно было дегидратировано без изменений в его химической природе (нет реакции); в то время как с ангидридом происходит химическое изменение, отражающееся в молекулярной структуре.

Если гидроксиды и кислоты сравнить с их соответствующими оксидами (или ангидридами), будет видно, что реакция произошла. С другой стороны, некоторые оксиды или соли могут гидратироваться, терять воду и оставаться такими же соединениями; но без воды, то есть безводный.

С другой стороны, в органической химии ангидрид является первоначальным определением. Например, одними из самых известных ангидридов являются ангидриды, полученные из карбоновых кислот (верхнее изображение). Они состоят из объединения двух ацильных групп (-RCO) через атом кислорода.

В его общей структуре обозначено R₁ для ацильной группы и R₂ для второй ацильной группы. Потому что R₁ и R₂ они разные, они происходят из разных карбоновых кислот, и тогда это ангидрид асимметричной кислоты. Когда оба заместителя R (независимо от того, являются ли они ароматическими) одинаковы, в данном случае он упоминается как симметричный ангидрид кислоты.

Когда две карбоновые кислоты связываются с образованием ангидрида, вода может образовываться, а может и не образовываться, а также другие соединения. Все будет зависеть от состава этих кислот.

Как загрязнитель воздуха

Сборник оценок прошлых и будущих антропогенных глобальных выбросов диоксида серы. Cofala et al. оценки предназначены для исследований чувствительности к политике выбросов SO ₂ , CLE: текущее законодательство, MFR: максимально возможные сокращения. RCP (репрезентативные траектории концентрации) используются в симуляциях CMIP5 для последнего (2013–2014 гг.) 5-го оценочного отчета МГЭИК.

Диоксид серы является заметным компонентом атмосферы, особенно после извержений вулканов. По данным Агентства по охране окружающей среды США , количество двуокиси серы, выбрасываемой в США в год, составило:

Год	SO 2
1970 г.	31 161 000 коротких тонн (28,3 млн т)
1980 г.	25 905 000 коротких тонн (23,5 млн т)
1990 г.	23 678 000 коротких тонн (21,5 млн т)
1996 г.	18 859 000 коротких тонн (17,1 млн т)
1997 г.	19 363 000 коротких тонн (17,6 млн т)
1998 г.	19 491 000 коротких тонн (17,7 млн ​​т)
1999 г.	18 867 000 коротких тонн (17,1 млн т)

Диоксид серы является одним из основных загрязнителей воздуха и оказывает значительное влияние на здоровье человека. Кроме того, концентрация диоксида серы в атмосфере может влиять на пригодность среды обитания для растительных сообществ, а также жизни животных. Выбросы диоксида серы являются предвестником кислотных дождей и атмосферных твердых частиц. Во многом благодаря Программе кислотных дождей Агентства по охране окружающей среды США , в США произошло снижение выбросов на 33% в период с 1983 по 2002 год. Это улучшение было частично результатом десульфуризации дымовых газов — технологии, которая позволяет химически связывать SO ₂ при сжигании на электростанциях. серосодержащий уголь или нефть . В частности, оксид кальция (известь) реагирует с диоксидом серы с образованием сульфита кальция

CaO + SO ₂ → CaSO ₃

Аэробное окисление CaSO ₃ дает CaSO ₄ , ангидрит . Большая часть гипса, продаваемого в Европе, производится десульфуризацией дымовых газов.

Для контроля выбросов серы были разработаны десятки методов с относительно высокой эффективностью для оснащения угольных электростанций.

Серу можно удалить из угля во время сжигания, используя известняк в качестве материала слоя при сжигании в псевдоожиженном слое .

Серу также можно удалить из топлива перед сжиганием, предотвращая образование SO ₂ при сжигании топлива. Процесс Клауса используется на нефтеперерабатывающих заводах для производства серы в качестве побочного продукта. Процесс Стрэтфорда был также использован для удаления серы из топлива. Также можно использовать окислительно-восстановительные процессы с использованием оксидов железа, например, Lo-Cat или Sulferox.

Анализ показал, что 18 угольных электростанций на западных Балканах выбрасывают в два с половиной раза больше диоксида серы, чем все 221 угольная электростанция в ЕС вместе взятые.

Присадки к топливу, такие как добавки кальция и карбоксилат магния, могут использоваться в судовых двигателях для снижения выбросов двуокиси серы в атмосферу.

По состоянию на 2006 год Китай был крупнейшим в мире загрязнителем диоксида серы: в 2005 году выбросы оценивались в 25 490 000 коротких тонн (23,1 Мт). Это количество на 27% больше, чем в 2000 году, и примерно сопоставимо с выбросами в США в 1980 году.

Детальный разбор высшего оксида

При окислении SO₂ воздухом под воздействием высоких температур, необходимым условием является наличие катализатора, например V₂O₅, Fe₂O₃, NaVO₃ или Pt.

Термическое разложение сульфатов либо взаимодействие озона и SO₂:

• Fe₂(SO₄)3 = Fe₂O₃+3SO₃;
• SO₂+O₃ = SO₃+O₂.

Окисление SO₂ при помощи NO₂:

SO2+NO2 = SO3+NO.

К физическим качественным характеристикам относятся: наличие в состоянии газа плоского строения, тригонального типа и D_3h симметрии, во время перехода от газа к кристаллу или жидкости образует тример циклического характера и зигзагообразную цепь, имеет ковалентную полярную связь.

В твердой форме SO₃ встречается в альфа, бета, гамма и сигма формах, при этом он имеет, соответственно, разную температуру плавления, степень проявления полимеризации и разнообразную кристаллическую форму. Существование такого количества видов SO₃ обусловлено образованием связей донорно-акцепторного типа.

К свойствам ангидрида серы можно отнести множество его качеств, основными из них являются:

Способность взаимодействовать с основаниями и оксидами:

• 2KHO+SO₃ = K₂SO₄+H₂O;
• CaO+SO₃ = CaSO₄.

Высший серный оксид SO₃ имеет достаточно большую активность и создает серную кислоту, взаимодействуя с водой:

SO3+H2O = H2SO4.

Вступает в реакции взаимодействия с хлороводородом и образует хлоросульфатную кислоту:

SO3+HCl = HSO3Cl.

Для оксида серы характерным является проявление сильных окислительных свойств.

Применение серный ангидрид находит в создании серной кислоты. Небольшое его количество выделяется в окружающую среду во время использования серных шашек. SO₃, образуя серную кислоту после взаимодействия с влажной поверхностью, уничтожает разнообразные опасные организмы, например грибки.

Подготовка

Прямое окисление диоксида серы до триоксида серы на воздухе происходит очень медленно:

SO ₂ + 1 ⁄ 2 O ₂ = SO ₃  ΔH = -198,4

Промышленные

Промышленно SO ₃ производится контактным способом . Диоксид серы получают путем сжигания серы или железного пирита (сульфидной руды железа). После очистки электростатическим осаждением SO ₂ затем окисляется кислородом воздуха при температуре от 400 до 600 ° C над катализатором. Типичный катализатор состоит из пятиокиси ванадия (V ₂ O ₅ ), активированной оксидом калия K ₂ O на подложке из кизельгура или диоксида кремния . Платина также работает очень хорошо, но она слишком дорога и гораздо легче отравляется (становится неэффективной) примесями. Большая часть полученного таким образом триоксида серы превращается в серную кислоту .

Лаборатория

Серы триоксид могут быть получены в лаборатории путем двухстадийного пиролиза из бисульфата натрия . Пиросульфат натрия — промежуточный продукт:

1. Обезвоживание при 315 ° C:

   2 NaHSO ₄ → Na ₂ S ₂ O ₇ + H ₂ O

2. Растрескивание при 460 ° C:

   Na ₂ S ₂ O ₇ → Na ₂ SO ₄ + SO ₃

Напротив, KHSO ₄ не подвергается такой реакции.

Он также может быть получен дегидратацией серной кислоты с фосфорным ангидридом .

Химические свойства серной кислоты:

H₂SO₄ – сильная двухосновная кислота, одна из самых сильных минеральных кислот, из-за высокой полярности связь Н – О легко разрывается.

1)  В водном растворе серная кислота диссоциирует, образуя ион водорода и кислотный остаток:
H₂SO₄ = H+ + HSO₄–;
HSO₄– = H+ + SO₄2-.
Суммарное уравнение:
H₂SO₄ = 2H+ + SO₄2-.

2)  Взаимодействие серной кислоты с металлами:
Разбавленная серная кислота растворяет только металлы, стоящие в ряду напряжений левее водорода:
Zn + H₂+1SO₄(разб) → Zn+2SO₄ + H₂

3)   Взаимодействие серной кислоты с основными оксидами:
CuO + H₂SO₄ → CuSO₄ + H₂O

4)    Взаимодействие серной кислоты с гидроксидами:
H₂SO₄ + 2NaOH → Na₂SO₄ + 2H₂O
H₂SO₄ + Cu(OH)₂ → CuSO₄ + 2H₂O

5)     Обменные реакции с солями:
BaCl₂ + H₂SO₄ → BaSO₄↓ + 2HCl
Образование белого осадка BaSO₄ (нерастворимого в кислотах) используется для обнаружения серной кислоты и растворимых сульфатов (качественная реакция на сульфат ион).

Химические свойства[ | код]

SO₃ — типичный кислотный оксид, ангидрид серной кислоты. Его химическая активность достаточно велика.
При взаимодействии с водой образует серную кислоту:

SO3+H2O→H2SO4{\displaystyle {\mathsf {SO_{3}+H_{2}O\rightarrow H_{2}SO_{4}}}}

Однако в данной реакции серная кислота образуется в виде аэрозоля, и поэтому в промышленности оксид серы(VI) растворяют в серной кислоте с образованием олеума, который далее растворяют в воде до образования серной кислоты нужной концентрации.

Взаимодействует с основаниями:

2KOH+SO3→K2SO4+H2O{\displaystyle {\mathsf {2KOH+SO_{3}\rightarrow K_{2}SO_{4}+H_{2}O}}}

А также с оксидами:

CaO+SO3→CaSO4{\displaystyle {\mathsf {CaO+SO_{3}\rightarrow CaSO_{4}}}}

SO3 характеризуется сильными окислительными свойствами, обычно восстанавливается до диоксида серы:

5SO3+2P→P2O5+5SO2↑{\displaystyle {\mathsf {5SO_{3}+2P\rightarrow P_{2}O_{5}+5SO_{2}\uparrow }}}

3SO3+H2S→4SO2↑+H2O{\displaystyle {\mathsf {3SO_{3}+H_{2}S\rightarrow 4SO_{2}\uparrow +H_{2}O}}}

2SO3+2KI→SO2↑+I2+K2SO4{\displaystyle {\mathsf {2SO_{3}+2KI\rightarrow SO_{2}\uparrow +I_{2}+K_{2}SO_{4}}}}

При взаимодействии с хлороводородом образуется хлорсульфоновая кислота, образуя тионилхлорид:

SO3+Cl2+2SCl2→3SOCl2{\displaystyle {\mathsf {SO_{3}+Cl_{2}+2SCl_{2}\rightarrow 3SOCl_{2}}}}

Сероводород

H₂S — сероводород, сильно ядовитый газ с противным запахом тухлых яиц. Правильнее сказать, белки яиц при гниении разлагаются, выделяя сероводород.

Задание 15.4. Исходя из степени окисления атома серы в сероводороде, предcкажите, какие свойства будет проявлять этот атом в окислительно-восстановительных реакциях.

Поскольку сероводород — восстановитель (атом серы имеет низшую степень окисления), он легко окисляется. Кислород воздуха окисляет сероводород даже при комнатной температуре:

Сероводород горит:

Сероводород немного растворим в воде, причём его раствор проявляет свойства очень слабой кислоты (сероводородной H₂S). Она образует соли сульфиды:

Вопрос. Как, имея сульфид, получить сероводород?

Сероводород в лабораториях получают, действуя на сульфиды более сильными (чем H₂S) кислотами, например:

Физические свойства

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

Находящиеся в газовой фазе молекулы SO₃ 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 SO₃ 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 SO₃. α-Форма SO₃ состоит преимущественно из молекул триме́ра. Другие кристаллические формы серного ангидрида состоят из зигзагообразных цепей: изолированных у β-SO₃, соединенных в плоские сетки у γ-SO₃ или в пространственные структуры у δ-SO₃. 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 SO₃. Обе модификации на воздухе «дымят» (образуются капельки H₂SO₄) вследствие высокой гигроскопичности SO₃.
Взаимный переход в другие модификации протекает очень медленно. Разнообразие форм триоксида серы связано со способностью молекул SO₃ полимеризоваться благодаря образованию донорно-акцепторных связей. Полимерные структуры SO₃ легко переходят друг в друга, и твердый SO₃ обычно состоит из смеси различных форм, относительное содержание которых зависит от условий получения серного ангидрида.

Приложения

Неорганические ангидриды имеют множество применений, от синтеза и создания материалов, керамики, катализаторов, цементов, электродов, удобрений и т. Д. До покрытия земной коры тысячами минералов железа и алюминия, а также диоксида. углерода, выдыхаемого живыми организмами.

Они представляют собой исходный источник, точку, где образуются многие соединения, используемые в неорганических синтезах. Одним из наиболее важных ангидридов является диоксид углерода, CO.2. Наряду с водой он необходим для фотосинтеза

А на промышленном уровне SO3 Это важно с учетом того, что из него получают требуемую серную кислоту

Возможно, ангидрид, который имеет наибольшее применение (пока есть жизнь), — это ангидрид фосфорной кислоты: аденозинтрифосфат, более известный как АТФ, присутствующий в ДНК и «энергетическая валюта» метаболизма.

Ссылки

1. Редакторы Энциклопедии Британника. (2019). Ангидрид. Enclyclopaedia Britannica. Получено с: britannica.com
2. Хельменстин, Энн Мари, доктор философии (8 января 2019 г.). Определение ангидрида кислоты в химии. Получено с: thinkco.com
3. Химия LibreTexts. (н.д.). Ангидриды. Получено с: chem.libretexts.org
4. Грэм Соломонс Т.В., Крейг Б. Фрайл. (2011). Органическая химия. Амины. (10th издание.). Wiley Plus.
5. Кэри Ф. (2008). Органическая химия. (Издание шестое). Мак Гроу Хилл.
6. Уиттен, Дэвис, Пек и Стэнли. (2008). Химия. (8-е изд.). CENGAGE Обучение.
7. Моррисон и Бойд. (1987). Органическая химия. (Издание пятое). Аддисон-Уэсли Ибероамерикана.
8. Википедия. (2019). Ангидрид органической кислоты. Получено с: en.wikipedia.org

Свойства ангидридов

Свойства ангидридов будут зависеть от того, какие из них вы имеете в виду. Общим для большинства из них является то, что они реагируют с водой. Однако, что касается так называемых основных ангидридов в неорганических соединениях, на самом деле некоторые из них даже нерастворимы в воде (MgO), поэтому это утверждение будет касаться ангидридов карбоновых кислот.

Точки плавления и кипения лежат в молекулярной структуре и межмолекулярных взаимодействиях для (RCO)₂Или это общая химическая формула этих органических соединений.

Если молекулярная масса (RCO)₂Или это низкая, вероятно, бесцветная жидкость при комнатной температуре и давлении. Например, уксусный ангидрид (или этановый ангидрид), (CH₃CO)₂Или это жидкость, имеющая огромное промышленное значение, поскольку ее производство очень обширно.

Реакция между уксусным ангидридом и водой представлена ​​следующим химическим уравнением:

(CH₃CO)₂O + H₂O => 2CH₃COOH

Обратите внимание, что при добавлении молекулы воды выделяются две молекулы уксусной кислоты. Однако для уксусной кислоты обратная реакция невозможна:. 2CH3COOH => (CH3CO)2O + H2O (не встречается)

2CH₃COOH => (CH₃CO)₂O + H₂O (не встречается)

Необходимо прибегнуть к другому синтетическому маршруту. С другой стороны, дикарбоновые кислоты могут делать это при нагревании; но это будет объяснено в следующем разделе.

Особые свойства концентрированной H2SO4 :

1)     Концентрированная серная кислота является сильным окислителем; при взаимодействии с металлами (кроме Au, Pt) восстанавливаться до S+4O₂, S или H₂S-2  в зависимости от активности металла. Без нагревания не реагирует  с Fe, Al, Cr – пассивация.  При взаимодействии с металлами, обладающими переменной валентностью, последние окисляются до более высоких степеней окисления, чем в случае с разбавленным раствором кислоты: Fe→Fe3+, Cr→Cr3+, Mn→ Mn4+,Sn→Sn4+

Активный металл

8 Al + 15 H₂SO_4(конц.)→4Al₂(SO₄)₃ + 12H₂O + 3H₂S
4│2Al – 6e– → 2Al3+ – окисление
3│ S6+ + 8e → S2– восстановление

4Mg+ 5H₂SO₄ → 4MgSO₄ + H₂S­ + 4H₂O

Металл средней активности

2Cr + 4 H₂SO_4(конц.)→ Cr₂(SO₄)₃ + 4 H₂O + S
1│ 2Cr – 6e →2Cr3+– окисление
1│ S6+ + 6e → S– восстановление

Металл малоактивный

2Bi + 6H₂SO_4(конц.)→ Bi₂(SO₄)₃ + 6H₂O + 3SO₂
1│ 2Bi – 6e → 2Bi3+ – окисление
3│ S6+ + 2e →S4+ – восстановление

2Ag + 2H₂SO₄ →Ag₂SO₄ + SO₂­ + 2H₂O

 2)     Концентрированная серная кислота окисляет некоторые неметаллы как правило до максимальной степени окисления, сама восстанавливается до S+4O₂:

С + 2H₂SO₄(конц) → CO₂­ + 2SO₂­ + 2H₂O

S+ 2H₂SO₄(конц) → 3SO₂­ + 2H₂O

2P+ 5H₂SO₄(конц)→5SO₂­ + 2H₃PO₄ + 2H₂O

3) Окисление сложных веществ:
Серная кислота окисляет HI и НВг до свободных галогенов:
2 КВr + 2Н₂SO₄ = К₂SО₄ + SO₂ + Вr₂ + 2Н₂О
2 КI + 2Н₂SО₄ = К₂SO₄ + SO₂ +  I₂ + 2Н₂О
Концентрированная серная кислота не может окислить хлорид-ионы до свободного хлора, что дает возможность получать НСl по реакции обмена:
NаСl + Н₂SO₄(конц.) = NаНSO₄ + НСl

Серная кислота отнимает химически связанную воду от органических соединений, содержащих гидроксильные группы. Дегидратация этилового спирта в присутствии концентрированной серной кислоты приводит к получению этилена:
С₂Н₅ОН = С₂Н₄ + Н₂О.

Структура SO 3

Шаровидная модель циклического тримера SO ₃

Ампула триоксида серы

И жидкий, и газообразный SO ₃ существует в равновесии между мономером и циклическим тримером. Природа твердого SO ₃ сложна, и известно по крайней мере 3 полиморфа , причем конверсия между ними зависит от следов воды.

Абсолютно чистый SO ₃ замерзает при 16,8 ° C , чтобы дать Г -SO ₃ форму, которая принимает конфигурацию циклического тримера [S (= O) ₂ ( М = O)] ₃ .

Если SO ₃ конденсируется при температуре выше 27 ° C, то образуется -SO ₃ , температура плавления которого составляет 62,3 ° C. α- SO ₃ имеет волокнистый вид. По структуре это полимер [S (= O) ₂ ( μ -O)] _n . Каждый конец полимера оканчивается группами ОН. β- SO ₃ , как и альфа-форма, является волокнистым, но разной молекулярной массы, состоит из полимера с гидроксильными группами, но плавится при 32,5 ° C. И гамма, и бета-формы являются метастабильными, в конечном итоге переходя в стабильную альфа-форму, если оставить их на некоторое время. Это преобразование вызвано следами воды.

Относительное давление паров твердого SO ₃ составляет альфа <бета <гамма при одинаковых температурах, что указывает на их относительный молекулярный вес . Жидкий триоксид серы имеет давление пара, соответствующее гамма-форме. Таким образом, нагрев кристалла α- SO ₃ до его точки плавления приводит к внезапному увеличению давления пара, которое может быть достаточно сильным, чтобы разбить стеклянный сосуд, в котором он нагревается. Этот эффект известен как «альфа-взрыв».

SO ₃ агрессивно гигроскопичен . Теплота гидратации достаточна для воспламенения смеси SO ₃ и дерева или хлопка. В таких случаях SO ₃ обезвоживает эти углеводы .

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

Оксиды

H2O

Li2OLiCoO2Li3PaO4Li5PuO6Ba2LiNpO6LiAlO2Li3NpO4Li2NpO4Li5NpO6LiNbO3

BeO

B2O3

С3О2C12O9COC12O12C4O6CO2

N2ONON2O3N4O6NO2N2O4N2O5

O

F

Na2ONaPaO3NaAlO2Na2PtO3

MgO

AlOAl2O3NaAlO2LiAlO2AlO(OH)

SiOSiO2

P4OP4O2P2O3P4O8P2O5

S2OSOSO2SO3

Cl2OClO2Cl2O6Cl2O7

K2OK2PtO3KPaO3

CaOCa3OSiO4CaTiO3

Sc2O3

TiOTi2O3TiO2TiOSO4CaTiO3BaTiO3

VOV2O3V3O5VO2V2O5

FeCr2O4CrOCr2O3CrO2CrO3MgCr2O4

MnOMn3O4Mn2O3MnO(OH)Mn5O8MnO2MnO3Mn2O7

FeCr2O4FeOFe3O4Fe2O3

CoFe2O4CoOCo3O4CoO(OH)Co2O3CoO2

NiONiFe2O4Ni3O4NiO(OH)Ni2O3

Cu2OCuOCuFe2O4Cu2O3CuO2

ZnO

Ga2OGa2O3

GeOGeO2

As2O3As2O4As2O5

SeOCl2SeOBr2SeO2Se2O5SeO3

Br2OBr2O3BrO2

Rb2ORbPaO3Rb4O6

SrO

Y2O3YOFYOCl

ZrO(OH)2ZrO2ZrOSZr2О3Сl2

NbONb2O3NbO2Nb2O5Nb2O3(SO4)2LiNbO3

Mo2O3Mo4O11MoO2Mo2O5MoO3

TcO2Tc2O7

Ru2O3RuO2Ru2O5RuO4

RhORh2O3RhO2

PdOPd2O3PdO2

Ag2OAg2O2

Cd2OCdO

In2OInOIn2O3

SnOSnO2

Sb2O3Sb2O4Hg2Sb2O7Sb2O5

TeO2TeO3

I2O4I4O9I2O5

Cs2OCs2ReCl5O

BaOBaPaO3BaTiO3BaPtO3

HfO(OH)2HfO2

Ta2OTaOTaO2Ta2O5

WO2Br2WO2WO2Cl2WOBr4WOF4WOCl4WO3

Re2OReORe2O3ReO2Re2O5ReO3Re2O7

OsOOs2O3OsO2OsO4

Ir2O3IrO2

PtOPt3O4Pt2O3PtO2K2PtO3Na2PtO3PtO3

Au2OAuOAu2O3

Hg2OHgO(Hg3O2)SO4Hg2O(CN)2Hg2Sb2O7Hg3O2Cl2Hg5O4Cl2

Tl2OTl2O3

Pb2OPbOPb3O4Pb2O3PbO2

BiOBi2O3Bi2O4Bi2O5

PoOPoO2PoO3

At

Fr

Ra

Rf

Db

Sg

Bh

Hs

Mt

Ds

Rg

Cn

Nh

Fl

Mc

Lv

Ts

↓

La2O2SLa2O3

Ce2O3CeO2

PrOPr2O2SPr2O3Pr6O11PrO2

NdONd2O2SNd2O3NdHO

Pm2O3

SmOSm2O3

EuOEu3O4Eu2O3EuO(OH)Eu2O2S

Gd2O3

Tb

Dy2O3

Ho2O3Ho2O2S

Er2O3

Tm2O3

YbOYb2O3

Lu2O2SLu2O3LuO(OH)

Ac2O3

UO2UO3U3O8

PaOPaO2Pa2O5PaOS

ThO2

NpONpO2Np2O5Np3O8NpO3

PuOPu2O3PuO2PuO3PuO2F2

AmO2

Cm2O3CmO2

Bk2O3

Cf2O3

Es

Fm

Md

No

Lr

Органические ангидриды

Ангидриды кислот реагируют путем ацилирования либо со спиртом, с образованием сложного эфира, амина с образованием амида, либо ароматического кольца.

Существуют миллионы каждого из этих соединений и сотни тысяч вариантов карбоновых кислот для получения ангидрида; поэтому синтетические возможности резко возрастают.

Таким образом, одним из основных применений является включение ацильной группы в соединение с замещением одного из атомов или групп его структуры.

У каждого отдельного ангидрида есть свои собственные применения, но в целом все они реагируют одинаково. По этой причине эти типы соединений используются для модификации полимерных структур, создания новых полимеров; т.е. сополимеры, смолы, покрытия и т. д.

Например, уксусный ангидрид используется для ацетилирования всех групп ОН в целлюлозе (нижнее изображение). При этом каждый H группы OH заменяется ацетильной группой COCH.₃.

Таким образом получают полимер ацетата целлюлозы. Эту же реакцию можно описать и с другими полимерными структурами с NH-группами.₂, также подвержены ацилированию.

Эти реакции ацилирования также полезны для синтеза лекарств, таких как аспирин (кислота ацетилсалициловый).

Способы получения и как применяется

Сернистую кислоту синтезируют с помощью растворения сернистого газа (SO2) в воде (H2O). Процесс можно наблюдать опытным путем. Необходимо взять концентрированную серную кислоту (H2SO4), медь (Cu) и пробирку. Алгоритм действий таков:

• аккуратно добавить в пробирку концентрированную серную кислоту;
• поместить в пробирку, содержащую кислоту, кусочек меди;
• смесь требуется нагреть.

Далее можно наблюдать реакцию, протекающую по уравнению:

Cu(медь)+2H2SO4(сернаякислота)=CuSO4(сульфатсеры)+SO2(сернистыйгаз)+H2O(вода)

Затем поток сернистого газа следует направить в пробирку с водой. При нахождении в ней газообразное вещество растворяется, частично протекает химическая реакция с водой. В итоге синтезируется сернистая кислота:

SO2(сернистыйгаз)+H2O(вода)=H2SO3

Таким образом с помощью пропускания сернистого газа через воду получают сернистую кислоту.

Сернистая кислота нашла применение в качестве восстановителя. Вещество используют для беления шерсти, шелка и других материалов, которые не способны выдержать отбеливание сильными окислителями в виде хлора. Сернистую кислоту используют в процессе консервирования плодов и овощей, а также для:

• обесцвечивания натуральных тканей, древесной массы, бумаги;
• консервации, антисептической обработки — к примеру, для защиты от ферментации зерна в производстве крахмала, предотвращения процесса брожения в бочках вина;
• переработки древесной щепы в сульфитную беленую целлюлозу, необходимую для изготовления бумаги.