Какие свойства оксид серы 6
Текущая версия страницы пока не проверялась опытными участниками и может значительно отличаться от версии, проверенной 6 марта 2020;
проверки требуют 5 правок.
У этого термина существуют и другие значения, см. Оксид серы.
Пространственная модель молекулы γ-SO3
Окси́д се́ры (VI) (се́рный ангидри́д, трёхо́кись се́ры, се́рный га́з) SO3 — высший оксид серы. Ангидрид серной кислоты. В обычных условиях легколетучая бесцветная жидкость с удушающим запахом. Весьма токсичен. При температурах ниже 16,9 °C застывает с образованием смеси различных кристаллических модификаций твёрдого SO3.
Получение[править | править код]
Получают, окисляя оксид серы (IV) кислородом воздуха при нагревании, в присутствии катализатора (V2O5, Pt, NaVO3, оксид железа(III) Fe2O3, NO2):
Можно получить термическим разложением сульфатов:
или взаимодействием SO2 с озоном:
Физические свойства[править | править код]
Оксид серы(VI) — в обычных условиях легколетучая бесцветная жидкость с удушающим запахом.
Находящиеся в газовой фазе молекулы SO3 имеют плоское тригональное строение с симметрией D3h (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.
Химические свойства[править | править код]
SO3 — типичный кислотный оксид, ангидрид серной кислоты. Его химическая активность достаточно велика.
При взаимодействии с водой образует серную кислоту:
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:
и оксидами:
SO3 характеризуется сильными окислительными свойствами, обычно восстанавливается до диоксида серы:
При взаимодействии с хлороводородом образуется хлорсульфоновая кислота, образуя тионилхлорид:
Применение[править | править код]
Серный ангидрид в основном используют в производстве серной кислоты и в металлургии.
Физиологическое действие[править | править код]
Триоксид серы — токсичное вещество, которое поражает слизистые оболочки и дыхательные пути, разрушает органические соединения. Хранится в запаянных стеклянных сосудах.
Литература[править | править код]
- Ахметов Н. С. «Общая и неорганическая химия» М.: Высшая школа, 2001
- Карапетьянц М. Х., Дракин С. И. «Общая и неорганическая химия» М.: Химия 1994
Оксид серы((VI))
Oксид серы(VI) образуется при каталитическом окислении сернистого газа:
2SO2+O2⇄t,k2SO3.
При обычных условиях это жидкость, которая реагирует с водой с образованием серной кислоты:
SO3+H2O=H2SO4.
Эта реакция протекает даже с парами воды. Поэтому оксид серы((VI)) дымит на воздухе.
Особенностью оксида серы((VI)) является его способность растворяться в концентрированной серной кислоте с образованием олеума.
Оксид серы((VI)) — типичный кислотный оксид. Он реагирует с основаниями и основными оксидами c образованием солей:
SO3+2NaOH=Na2SO4+H2O,
SO3+CaO=CaSO4.
Степень окисления серы в этом оксиде — (+6). Это максимальное значение для серы, поэтому в окислительно-восстановительных реакциях он может быть только окислителем.
Серная кислота H2SO4 — важнейшее соединение серы. Чистая серная кислота представляет собой бесцветную вязкую маслянистую жидкость, котoрая почти в два раза тяжелее воды.
Серная кислота неограниченно смешивается с водой. Растворение серной кислоты сопровождается сильным разогреванием раствора, и может происходить его разбрызгивание. Поэтому серную кислоту растворяют осторожно: тонкой струйкой кислоту вливают в воду при постоянном перемешивании.
Серная кислота очень гигроскопична и используется для осушки разных веществ.
Химические свойства серной кислоты зависят от её концентрации.
Серная кислота любой концентрации реагирует:
- с основными и амфотерными оксидами и гидроксидами с образованием соли и воды:
H2SO4+CuO=CuSO4+H2O,
H2SO4+Zn(OH)2=ZnSO4+2H2O;
- с солями, если образуется газ или нерастворимое вещество:
H2SO4+CaCO3=CaSO4+H2O+CO2↑,
H2SO4+BaCl2=BaSO4↓+2HCl.
Разбавленная кислота реагирует только с металлами, расположенными в ряду активности до водорода. В реакции образуются сульфаты и выделяется водород. Окислительные свойства в этом случае проявляют атомы водорода:
H2+1SO4+Zn0=Zn+2SO4+H2↑0.
Концентрированная кислота реагирует:
- со всеми металлами, кроме золота и платины, за счёт сильных окислительных свойств атома серы:
2H2S+6O4+Cu0=Cu+2SO4+S+4O2+2H2O.
В реакциях с активными металлами продуктами реакции могут быть сернистый газ, сероводород или сера.
Обрати внимание!
При низкой температуре пассивирует железо и алюминий и с ними не реагирует.
- С твёрдыми солями других кислот:
H2SO4(к)+2NaNO3(тв)=Na2SO4+2HNO3.
- Со многими органическими веществами (происходит обугливание сахара, бумаги, древесины и т. д., так как отнимается вода):
Серная кислота образует два ряда солей. Средние соли называются сульфатами (Na2SO4,CaSO4), а кислые — гидросульфатами (NaHSO4,Ca(HSO4)2).
Качественной реакцией на серную кислоту и её соли является реакция с растворимыми солями бария — выпадает белый осадок сульфата бария:
Na2SO4+BaCl2=BaSO4↓+2NaCl,SO42−+Ba2+=BaSO4↓.
Серная кислота — одно из важнейших химических веществ. Она используется:
- для получения других кислот;
- для производства минеральных удобрений;
- для очистки нефтепродуктов;
- в свинцовых аккумуляторах;
- в производстве моющих средств, красителей, лекарств.
Соли серной кислоты также находят применение. Медный купорос CuSO4⋅5H2O используется для борьбы с заболеваниями растений, гипс CaSO4⋅2H2O применяется в строительстве, сульфат бария BaSO4 — в медицине.
Оксид серы (VI) — SO3
(серный ангидрид)
Физические свойства
Бесцветная летучая маслянистая жидкость, t°пл. = 17°C; t°кип. = 66°С; на воздухе
«дымит», сильно поглощает влагу (хранят в запаянных сосудах).
SO3
+ H2O → H2SO4
SO3
хорошо растворяется в 100%-ной серной кислоте, этот раствор называется
олеумом.
Получение
1) 2SO2
+ O2 → 2SO3
(катализатор – V2O5,
при 450˚С)
2)
Fe2(SO4)3 → Fe2O3
+ 3SO3
(разложение при нагревании)
Химические свойства
1)
Серный ангидрид — кислотный оксид.
Взаимодействие
с водой
При растворении в воде дает сильную двухосновную
серную кислоту:
SO3
+ H2O → H2SO4
Диссоциация протекает ступенчато:
H2SO4→
H+
+
HSO4-
(первая ступень, образуется гидросульфат – ион)
HSO4-
→ H+
+
SO42- (вторая ступень, образуется сульфат – ион)
H2SO4
образует два ряда солей — средние (сульфаты) и кислые (гидросульфаты)
Взаимодействие
со щелочами
2NaOH
+ SO3
→ Na2SO4
+ H2O
NaOH
+ SO3
(избыток) → NaHSO4
Взаимодействие
с основными оксидами
Na2O
+ SO3 → Na2SO4
2) SO3 — сильныйокислитель.
СЕРНАЯ КИСЛОТА — H2SO4
Физические свойства
Тяжелая маслянистая жидкость («купоросное
масло»); r=
1,84 г/см3; нелетучая, хорошо растворима в воде – с сильным
нагревом; t°пл.
= 10,3°C,
t°кип.
= 296°С, очень гигроскопична, обладает водоотнимающими свойствами (обугливание
бумаги, дерева, сахара).
Помните!
Кислоту вливать малыми порциями в воду, а не наоборот!
Производство серной кислоты
1-я стадия.
Печь для обжига колчедана
4FeS2
+ 11O2
→ 2Fe2O3
+ 8SO2
+ Q
Процесс гетерогенный:
1) измельчение железного
колчедана (пирита)
2) метод «кипящего
слоя»
3) 800°С; отвод лишнего
тепла
4) увеличение концентрации
кислорода в воздухе
2-я стадия.
Контактный аппарат
После очистки, осушки и теплообмена сернистый газ поступает в контактный
аппарат, где окисляется в серный ангидрид (450°С – 500°С; катализатор V2O5):
2SO2
+ O2
→ 2SO3
3-я стадия.
Поглотительная башня
nSO3
+ H2SO4(конц) → (H2SO4 • nSO3) (олеум)
Воду использовать нельзя из-за образования тумана. Применяют
керамические насадки и принцип противотока.
Химические свойства разбавленной серной кислоты
H2SO4
— сильная двухосновная кислота, водный раствор изменяет окраску индикаторов
(лакмус и универсальный индикатор краснеют)
1)
Диссоциация протекает ступенчато:
H2SO4→
H+
+
HSO4-
(первая ступень, образуется гидросульфат – ион)
HSO4-
→ H+
+
SO42- (вторая ступень, образуется сульфат – ион)
H2SO4
образует два ряда солей — средние (сульфаты) и кислые (гидросульфаты)
2)
Взаимодействие с металлами:
Разбавленная серная кислота растворяет только
металлы, стоящие в ряду напряжений левее водорода:
Zn0 +
H2+1SO4(разб) → Zn+2SO4
+ H20↑
Zn0
+ 2H+
→ Zn2+
+ H20↑
3)
Взаимодействие с основными и амфотерными оксидами:
CuO + H2SO4
→ CuSO4 + H2O
CuO + 2H+ →
Cu2+ + H2O
4) Взаимодействие
с основаниями:
·
H2SO4
+ 2NaOH
→
Na2SO4
+ 2H2O (реакция нейтрализации)
H+ +
OH-
→
H2O
Если
кислота в избытке, то образуется кислая соль:
H2SO4 + NaOH → NaНSO4 + H2O
·
H2SO4
+ Cu(OH)2 → CuSO4 + 2H2O
2H+ +
Cu(OH)2 → Cu2+ +
2H2O
5)
Обменные реакции с солями:
образование
осадка
BaCl2
+ H2SO4 → BaSO4↓ + 2HCl
Ba2+
+
SO42-
→ BaSO4↓
Качественная реакция
на сульфат-ион:
Образование белого
осадка BaSO4 (нерастворимого в
кислотах) используется для идентификации серной кислоты и растворимых
сульфатов.
образование
газа — как
сильная нелетучая кислота серная вытесняет из солей другие менее сильные
кислоты, например, угольную
MgCO3
+ H2SO4 → MgSO4 + H2O + CO2↑
MgCO3
+ 2H+ → Mg2+ + H2O + CO2↑
Серную кислоту применяют
- в
производстве минеральных удобрений; - как
электролит в свинцовых аккумуляторах; - для
получения различных минеральных кислот и солей; - в
производстве химических волокон, красителей, дымообразующих веществ и
взрывчатых веществ; - в
нефтяной, металлообрабатывающей, текстильной, кожевенной и др. отраслях
промышленности; - в
пищевой промышленности — зарегистрирована в качестве пищевой добавки E513(эмульгатор); - в
промышленном органическом синтезе в реакциях: - дегидратации
(получение диэтилового эфира, сложных эфиров); - гидратации
(получение этанола); - сульфирования
(получение СМС и промежуточные продукты в производстве красителей); - и
др.
Самый крупный потребитель серной кислоты —
производство минеральных удобрений. На 1 т P₂O₅ фосфорных удобрений
расходуется 2,2-3,4 т серной кислоты, а на 1 т (NH₄)₂SO₄ — 0,75 т серной
кислоты. Поэтому сернокислотные заводы стремятся строить в комплексе с заводами
по производству минеральных удобрений.
Применение солей серной кислоты
Железный купорос FеSО4•7Н2O применяли раньше
для лечения чесотки, гельминтоза и опухолей желез, в настоящее время используют
для борьбы с сельскохозяйственными вредителями.
Медный купорос CuSO4•5Н2O широко используют
в сельском хозяйстве для борьбы с вредителями растений.
«Глауберова соль» (мирабилит) Nа2SO4•10Н2O
была получена немецким химиком И. Р. Глаубером
при действии серной кислоты на хлорид натрия, в медицине ее используют как
слабительное средство.
«Бариевая каша» BaSO4обладает способностью задерживать
рентгеновские лучи в значительно большей степени, чем ткани организма. Это
позволяет рентгенологам при заполнении «бариевой кашей» полых органов
определить в них наличие анатомических изменений.
Гипс СаSO4•2Н2O находит широкое применение в
строительном деле, в медицинской практике для накладывания гипсовых повязок,
для изготовления гипсовых скульптур.
Тренажёр №1 — Сероводород. Оксиды серы
Тренажёр №2 — Свойства разбавленной серной кислоты
Это интересно:
ГЛАУБЕР, ИОГАНН РУДОЛЬФ
ГЛАУБЕРОВА СОЛЬ
Задания для закрепления
№1. Осуществите превращения по схеме:
1) Zn →ZnSO4→Zn(OH)2 →ZnSO4 → BaSO4
2)
S →SO2 →SO3→H2SO4 →K2SO4
№2. Закончите уравнения практически осуществимых
реакций в полном и кратком ионном виде:
Na2CO3
+ H2SO4→
Cu
+ H2SO4 (раствор) →
Al(OH)3
+ H2SO4 →
MgCl2
+ H2SO4 →
№3. Запишите уравнения реакций взаимодействия
разбавленной серной кислоты с магнием, гидроксидом железа (III), оксидом
алюминия, нитратом бария и сульфитом калия в молекулярном, полном и кратком
ионном виде.
Сера с кислородом образует два оксида: SO2 – оксид серы (IV) и SO3 – оксид серы (VI).
Оксид серы (IV) — SO2 (сернистый газ, сернистый ангидрид)
Сернистый газ – это бесцветный газ с резким запахом, ядовит. Тяжелее воздуха более чем в два раза. Хорошо растворяется в воде. При комнатной температуре в одном объёме воды растворяется около 40 объёмов сернистого газа, при этом образуется сернистая кислота H2SO3.
Химические свойства
Кислотно-основные свойства
Сернистый газ – типичный кислотный оксид. Он взаимодействует:
а) с основаниями, образуя два типа солей: кислые (гидросульфиты) и средние (сульфиты):
SO2 + NaOH = NaHSO3
SO2 + 2NaOH = Na2SO3 + H2O
б) с основными оксидами:
SO2 + CaO = CaSO3
SO2 + K2O = K2SO3
в) с водой:
SO2 + H2O = H2SO3
Сернистая кислота существуют только в растворе, относится к двухосновным кислотам. Сернистая кислота обладает всеми общими свойствами кислот.
Окислительно – восстановительные свойства
В окислительно-восстановительных процессах сернистый газ может быть как окислителем, так и восстановителем, потому что атом серы в этом соединении имеет промежуточную степень окисления +4.
Как окислитель SO2 реагирует с более сильными восстановителями, например с сероводородом:
SO2 + 2H2S = 3S↓ + 2H2O
Как восстановитель SO2 реагирует с более сильными окислителями, например с кислородом в присутствии катализатора, с хлором и т.д.:
2SO2 + O2 = 2SO3
SO2 + Cl2 + 2H2O = H2SO3 + 2HCl
Получение
1) Сернистый газ образуется при горении серы:
S + O2 = SO2
2) В промышленности его получают при обжиге пирита:
4FeS2 + 11O2 = 2Fe2O3 + 8SO2
3) В лаборатории сернистый газ можно получить:
а) при действии кислот на сульфиты:
Na2SO3 + H2SO4 = Na2SO4 + H2SO3→SO2↑ + H2O
б) при взаимодействии концентрированной серной кислоты с тяжелыми металлами:
Cu + 2H2SO4 = CuSO4 + SO2↑ + 2H2O
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 SO2 идет на получение серной кислоты.
Оксид серы (VI) – SO3 (серный ангидрид)
Серный ангидрид SO3 – это бесцветная жидкость, которая при температуре ниже 17оС превращается в белую кристаллическую массу. Очень хорошо поглощает влагу (гигроскопичен).
Химические свойства
Кислотно-основные свойства
Как типичный кислотный оксид серный ангидрид взаимодействует:
а) с основаниями, образуя два типа солей – кислые (гидросульфиты) и средние (сульфаты):
SO3 + NaOH = NaHSO4
SO3 + 2NaOH = Na2SO4 + H2O
б) с основными оксидами:
SO3 + CaO = CaSO4
в) с водой:
SO3 + H2O = H2SO4
Особым свойством SO3 является его способность хорошо растворяться в серной кислоте. Раствор SO3 в серной кислоте имеет название олеум.
Образование олеума: H2SO4 + nSO3 = H2SO4 ∙ nSO3
Окислительно-восстановительные свойства
Оксид серы (VI) характеризуется сильными окислительными свойствами (обычно восстанавливается до SO2):
3SO3 + H2S = 4SO2 + H2O
Получение и применение
Серный ангидрид образуется при окислении сернистого газа:
2SO2 + O2 = 2SO3
В чистом виде серный ангидрид практического значения не имеет. Он получается как промежуточный продукт при производстве серной кислоты.
Серная кислота H2SO4
Упоминания о серной кислоте впервые встречаются у арабских и европейских алхимиков. Ее получали, прокаливая на воздухе железный купорос (FeSO4∙7H2O): 2FeSO4 = Fe2O3 + SO3↑ + SO2↑ либо смесь серы с селитрой: 6KNO3 + 5S = 3K2SO4 + 2SO3↑ + 3N2↑, а выделяющиеся пары серного ангидрида конденсировали. Поглощая влагу, они превращались в олеум. В зависимости от способа приготовления H2SO4 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 NO2). 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
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 H2SO4 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:
а) с основными оксидами:
MgO + H2SO4 = MgSO4 + H2O
б) с основаниями:
H2SO4 + NaOH = Na2SO4 + 2H2O
в) с солями:
H2SO4 + BaCl2 = BaSO4↓ + 2HCl
Процесс взаимодействия ионов Ва2+ с сульфат-ионами SO42+ приводит к образованию белого нерастворимого осадка BaSO4. Это качественная реакция на сульфат-ион.
Окислительно – восстановительные свойства
В разбавленной H2SO4 окислителями являются ионы водорода Н+, а в концентрированной – сульфат-ионы SO42+. Ионы SO42+ 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 водород:
Zn + H2SO4 = ZnSO4 + H2↑
Металлы, которые в электрохимическом ряду напряжений находятся после водорода, не реагируют с разбавленной серной кислотой:
Cu + H2SO4 ≠
Концентрированная серная кислота является сильным окислителем, особенно при нагревании. Она окисляет многие металлы, неметаллы 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 – SO2.
Реакция серной кислоты с цинком
Более активными металлами (Zn, Al, Mg) концентрированная серная кислота может восстанавливаться до свободной серы или сероводорода. Например, при взаимодействии серной кислоты с цинком, магнием, алюминием в зависимости от концентрации кислоты одновременно могут образовываться различные продукты восстановления серной кислоты – SO2, S, H2S:
Zn + 2H2SO4 = ZnSO4 + SO2↑ + 2H2O
3Zn + 4H2SO4 = 3ZnSO4 + S↓ + 4H2O
4Zn + 5H2SO4 = 4ZnSO4 + H2S↑ + 4H2O
На холоде концентрированная серная кислота пассивирует некоторые металлы, например алюминий и железо, поэтому ее перевозят в железных цистернах:
Fe + H2SO4 ≠
Концентрированная серная кислота окисляет некоторые неметаллы (серу, углерод и др.), восстанавливаясь до оксида серы (IV) SO2:
S + 2H2SO4 = 3SO2↑ + 2H2O
C + 2H2SO4 = 2SO2↑ + CO2↑ + 2H2O
Получение и применение
Реакция серной кислоты с сахаром
В промышленности серную кислоту получают контактным способом. Процесс получения происходит в три стадии:
- Получение SO2 путем обжига пирита:
4FeS2 + 11O2 = 2Fe2O3 + 8SO2↑
- Окисление SO2 в SO3 в присутствии катализатора – оксида ванадия (V):
2SO2 + O2 = 2SO3
- Растворение SO3 в серной кислоте:
H2SO4 + nSO3 = H2SO4 ∙ nSO3
Полученный олеум перевозят в железных цистернах. Из олеума получают серную кислоту нужной концентрации, приливая его в воду. Это можно выразить схемой:
H2SO4 ∙ nSO3 + H2O = H2SO4
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
Железный купорос
Большинство сульфатов хорошо растворимы в воде (малорастворим CaSO4, еще менее PbSO4 и практически нерастворим BaSO4). Некоторые сульфаты, содержащие кристаллизационную воду, называются купоросами:
CuSO4 ∙ 5H2O медный купорос
FeSO4 ∙ 7H2O железный купорос
Соли серной кислоты имеют все общие свойства солей. Особенным является их отношение к нагреванию.
Сульфаты активных металлов (Na, K, Ba) не разлагаются даже при 1000оС, а других (Cu, Al, Fe) – распадаются при небольшом нагревании на оксид металла и SO3:
Na2SO4 ≠
CuSO4 = CuO + SO3
Скачать:
Скачать бесплатно реферат на тему: «Производство серной кислоты контактным способом»
Производство-серной-кислоты-контактным-способом.docx (52 Загрузки)
Скачать рефераты по другим темам можно здесь
*на изображении записи фотография медного купороса