Триоксид серы (серный ангидрид) SO₃

 SO₃ – ангидрид H₂SO₄. Бесцветная жидкость при 16⁰С < t <42ºC, затвердевает при t < 16⁰С, в газовой фазе при t > 42ºC, t_кип = +45ºС, ядовит, молекула имеет sp² гибридизацию, форму плоского треугольника, угол между связями - 120º.

В технике SO₃ получают окислением SO₂ в присутствии  катализатора (Pt, оксиды ванадия)

                                                              2SO₂ + O₂  =  2SO₃ – ангидрид серной кислоты

SO₃ + H₂O = H₂SO₄

В виде SO₃ только в газовой фазе, хорошо полимеризуется в жидком состоянии циклический триммер, в кристаллические – зигзагообразные цепи. Термически нестоек при t>700º разлагается:      

_>700⁰_С

2SO₃  ↔   2SO₂ + O₂

SO₃ –типичный кислотный оксид, бурно реагирует с водой (Н₂О)

SO_3(кр) + H₂O_ж → H₂SO_{4 ж}

SO₃ + Ba(OH)₂ → BaSO₄↓ + H₂O

SO₃ + CaO → CaSO₄

SO₃ + NaOH_P → NaHSO₄

SO₃ + 2NaOH_K → Na₂SO₄ + H₂O

S⁺⁶ (высшая) – поэтому сильнейший окислитель

5SO₃ + 2P → P₂O₅ +  5SO₂↑

3SO₃ + H₂S → 4SO₂↑ + H₂O

SO₃ растворяется в безводной H₂SO₄ образуя олеум. Вливают серную кислоту тонкой струйкой в воду, а не наоборот.

Концентрированная H₂SO₄ поглощает пары воды, поэтому её применяют в качестве осушителя; она отнимает воду и от органических веществ обугливая их. Полиамиды (капрон, нейлон), шёлк быстро разрушаются ею, шерсть более устойчива к её действию.

Получение H₂SO₄

1) константный способ. катализатор – Pt, кислота получается любой концентрации. SO₂  поглощается H₂SO₄ получается олеум. Конценрацию (98%) получают смешиванием олеума с разбавленной H₂SO₄.

       Схема получения:

 O₂        O₂          H₂O

FeS₂ → SO₂ → SO₃ → H₂SO₄

^{катализ}

2) нитрозный способ: катализатор – оксиды азота. Конечный продукт содержит 78% H₂SO₄

2NO + O₂ → 2NO₂

SO₂ + NO₂ + H₂O → H₂SO₄ + NO

Химические свойства H₂SO₄

Концентрированная H₂SO₄ (ω=93 – 98%) более сильный окислитель (особенно при нагревании), окисляет даже металлы после Н₂; не окисляет Fe(только при нагревании), Au, Pt- новые металлы.

В зависимости от концентрации:

_t

(Ag, Cu) Zn + H₂SO_{4 K}  →  ZnSO₄ + SO₂↑ + H₂O

3Zn + 4H₂SO₄   →  3ZnSO₄ + S↓ + 4H₂O

^ω=50%

4Zn + 5H₂SO₄  →  4ZnSO₄ + H₂S↑ + 4H₂O

Конц. H₂SO₄ окисляет неметаллы:

2P + H₂SO₄  →  2H₃PO₄ + 5SO₂↑ + 2H₂O

              S + 2H₂SO₄  → 3SO₂↑ + 2H₂O

При комнатной t HI, HBr, H₂S

8HI +H₂SO₄  → 4I₂ + H₂S↑ + 4H₂O

H₂S + H₂SO₄  → S + SO₂↑ + 2H₂O

Разбавленная обладает всеми типичными свойствами кислот:

1)      Изменяет окраску индикаторов.

  2)      Реакции с:

      Oсновными  оксидами  CaO + H₂SO₄  = CaSO₄ + H₂O

Амфотерными оксидами    ZnO + H₂SO₄  = ZnSO₄ + H₂O

       Щёлочами   KOH + H₂SO₄ = K₂SO₄ + H₂O

       Нерастворимыми основаниями Cu(OH)₂ + H₂SO₄  = CuSO₄ + 2H₂O

Солями  K₂СO₃ + H₂SO₄  = K₂SO₄ +СО₂ + H₂O

K₂SiO₃ + H₂SO₄  = K₂SO₄ + H₂SiO₃↓

С аммиаком  2NH₃ + H₂SO₄  = (NH₄)₂SO₄

При взаимодействии с Ме в ряду активности до Н₂ разб. H₂SO₄ обладает окислительными свойствами за счёт ионов Н⁺

Fe + H₂SO_{4 p} → FeSO₄ + H₂

(у металлов реализуется низшая степень окисления).

Важное свойство её нелетучесть, поэтому используют для получения летучих кислот путём вытеснения из сухих (крист).

KCl_кр. + H₂SO_{4 K} → KHSO₄ + HCl↑

 Безводная H₂SO₄ – вязкая маслянистая жидкость, требует осторожного обращения во избежание разбрызгивания вливать надо H₂SO₄ в воду, а не наоборот.