28Het p-blok II: zuurstof, halogenen en edelgassen

Van zwavelzuur wordt een grotere tonnage gemaakt dan van welke andere chemische stof ook: het lost fosfaaterts op voor kunstmest, loogt koper- en uraniumertsen uit, raffineert olie en vult autobatterijen, en een eeuw lang was de productie van zwavelzuur een ruwe maat voor de industrie van een land. Het grootste deel van de zwavel komt nu van de reiniging van aardgas en olie; een deel wordt nog met de hand uit vulkaankraters gedragen. Zwavel staat in groep 16 onder zuurstof; de halogenen van groep 17 en de edelgassen van groep 18 vervolledigen het p-blok. Dit hoofdstuk volgt zuurstof en zwavel van het element tot het zuur, rangschikt de halogenen als oxidatoren met hun standaardpotentialen, en eindigt met de verbindingen die de zogenaamd inerte edelgassen wel degelijk vormen.

Wat je al weet

Lewisstructuren, uitgebreide octetten en de VSEPR-vormen (Hoofdstuk 3); standaardpotentialen (Hoofdstuk 13); de disproportionering van chloor en het potentiaal-pH-diagram van chloor (Hoofdstuk 14); katalyse (Hoofdstuk 9). Het schoolboek (jaar 10) groepeerde de halogenen en de edelgassen als families.

28.1 Zuurstof, ozon en peroxiden

Definitie 28.1 (Chalcogenen)

De chalcogenen zijn de elementen van groep 16 (O, S, Se, Te, Po), met zes valentie-elektronen ns$^2$np$^4$. Ze vormen verbindingen met oxidatiegetallen van $-$II (oxiden, sulfiden) tot $+$VI (sulfaten), de hogere alleen vanaf zwavel en lager in de groep.

Zuurstof bestaat als dizuurstof $\ce{O2}$ en als ozon $\ce{O3}$, een gebogen molecuul met twee resonantiestructuren (Hoofdstuk 3). Ozon is een sterkere oxidator dan dizuurstof: $E^\circ(\ce{O3}/\ce{O2}) = 2.07$ V tegenover 1.23 V voor $\ce{O2}$/$\ce{H2O}$. In de hogere atmosfeer absorbeert het ultraviolet licht; dicht bij de grond is het een verontreinigende stof. Waterstofperoxide, met een $\ce{O-O}$-binding en zuurstof op $-$I, is zowel oxidator als reductor en disproportioneert langzaam (Oefening 13.12).

Voorbeeld 28.2 (De oxidatiegetallen van zuurstof)

Zuurstof, wat elektronegativiteit betreft alleen na fluor, staat in bijna al zijn verbindingen op $-$II: water, oxiden, hydroxiden, sulfaten. De uitzonderingen volgen uit de regel dat de gedeelde elektronen naar de elektronegatievere partner gaan en gelijk verdeeld worden tussen identieke atomen. In waterstofperoxide $\ce{H2O2}$, H–O–O–H, neemt elk zuurstofatoom de elektronen van zijn $\ce{O-H}$-binding, maar deelt het het $\ce{O-O}$-paar: $-$I. In kaliumsuperoxide $\ce{KO2}$ draagt het ion $\ce{O2-}$ één lading voor twee atomen: gemiddeld $-\frac12$. In zuurstofdifluoride $\ce{OF2}$ wint fluor beide bindingen en staat zuurstof op $+$II. In $\ce{O2}$ en $\ce{O3}$ staat het op 0. Alleen de toestand $-$II is stabiel tegenover water; peroxiden en superoxiden zijn oxidatoren, en $\ce{OF2}$ een fluoreringsmiddel.

28.2 Zwavel en zwavelzuur

Zwavel vormt, anders dan zuurstof, ringen en ketens van enkelvoudige $\ce{S-S}$-bindingen: gewone zwavel bestaat uit $\ce{S8}$-ringen. Het verbrandt tot zwaveldioxide, een gebogen molecuul (hoek O–S–O $119.5{}^{\circ}$), dat verder geoxideerd kan worden tot zwaveltrioxide, vlak trigonaal. Beide zijn zure oxiden: $\ce{SO2}$ geeft zwaveligzuur ($\mathrm{p}K_a$ 1.77 en 7.22), $\ce{SO3}$ zwavelzuur.

Propositie 28.3 (Stappen van het contactproces)

Zwavelzuur wordt in vier stappen uit zwavel gemaakt: (1) $\ce{S + O2 -> SO2}$; (2) $\ce{2SO2 + O2 <=> 2SO3}$, over een katalysator van vanadium(V)oxide; (3) $\ce{SO3 + H2SO4 -> H2S2O7}$ (oleum), waarbij het trioxide in geconcentreerd zuur geabsorbeerd wordt; (4) $\ce{H2S2O7 + H2O -> 2H2SO4}$. In totaal: $\ce{2S + 3O2 + 2H2O -> 2H2SO4}$.

Propositie 28.4 (Sterkte van zwavelzuur)

In water is de eerste zuurfunctie van zwavelzuur sterk (volledig), de tweede zwak: $\mathrm{p}K_a(\ce{HSO4-}/\ce{SO4^2-}) = 1.99$. Een oplossing van $0.010\,\mathrm{mol}/\mathrm{L}$ heeft daarom geen pH van 1.70 (twee protonen) en ook geen 2.00 (één), maar een waarde daartussen.

Geconcentreerd zwavelzuur is ook een krachtig ontwateringsmiddel (het verkoolt suiker door er de elementen van water aan te onttrekken) en, heet, een oxidator. Bij het verdunnen komt veel warmte vrij: het zuur wordt altijd in het water gegoten, nooit andersom. Het grootste deel van de zwavel van de wereld, ongeveer 84 miljoen ton in 2025, wordt teruggewonnen uit het waterstofsulfide van aardgas en van raffinaderijstromen, en het meeste ervan eindigt als zwavelzuur.

Methode 28.5 (Massabalans door het contactproces)

1. Gebruik de totale vergelijking: één $\ce{H2SO4}$ per S-atoom.
2. Corrigeer voor de omzetting van stap 2 (de fractie $\ce{SO2}$ die geoxideerd wordt) en voor de verliezen bij de absorptie.
3. Voor de lucht: bereken de nodige $\ce{O2}$ (drie halve per S) en deel door haar fractie in lucht.

Voorbeeld 28.6 (Een fabriek die duizend ton zwavel per dag verbrandt)

Een fabriek verbrandt $1000\,\mathrm{t}$ zwavel per dag, zet $99.0\,\%$ van de $\ce{SO2}$ om en absorbeert $99.9\,\%$ van de $\ce{SO3}$. Dan is $n(\ce{S}) = 1000 \times 10^{6}/32.1 = 3.12 \times 10^{7}\,\mathrm{mol}$ en $n(\ce{H2SO4}) = 3.12 \times 10^{7} \times 0.990 \times 0.999 = 3.08 \times 10^{7}\,\mathrm{mol}$, dus $3.08 \times 10^{7} \times 98.1\,\mathrm{g} = 3020\,\mathrm{t}$ zuur per dag. De niet-omgezette $1.0\,\%$ vertrekt als $\ce{SO2}$: $3.1 \times 10^{5}\,\mathrm{mol}$, of $20\,\mathrm{t}$ per dag, die uit het afgas verwijderd moet worden. De nodige dizuurstof is $1.5 \times 3.12 \times 10^{7} = 4.67 \times 10^{7}\,\mathrm{mol}$; lucht, met $21\,\%$ $\ce{O2}$, is $2.23 \times 10^{8}\,\mathrm{mol}$, of $V = nRT/p = 5.5 \times 10^{6}\,\mathrm{m}^{3}$ per dag bij $25\,{}^{\circ}\mathrm{C}$ en $1\,\mathrm{bar}$, nog zonder de overmaat die de fabriek in werkelijkheid inblaast.

28.3 De halogenen

Definitie 28.7 (Halogenen)

De halogenen zijn de elementen van groep 17 (F, Cl, Br, I, At), met zeven valentie-elektronen ns$^2$np$^5$. Ze bestaan als tweeatomige moleculen $\ce{X2}$ en vormen halogenide-ionen $\ce{X-}$.

Propositie 28.8 (Oxiderend vermogen van de halogenen)

De halogenen zijn oxidatoren waarvan de sterkte naar beneden in de groep afneemt: $E^\circ(\ce{F2}/\ce{F-}) = 2.89$ V, $\ce{Cl2}$/$\ce{Cl-}$ 1.36 V, $\ce{Br2}$/$\ce{Br-}$ 1.08 V, $\ce{I2}$/$\ce{I-}$ 0.53 V. Elk halogeen oxideert de halogenide-ionen die eronder in de groep staan.

De waterstofhalogeniden zijn in water allemaal zuren, maar $\ce{HF}$ is zwak ($\mathrm{p}K_a$ 3.16) terwijl $\ce{HCl}$, $\ce{HBr}$ en $\ce{HI}$ sterk zijn: de $\ce{H-F}$-binding is zeer sterk en het kleine fluoride-ion wordt in sterke waterstofbruggen vastgehouden. Fluor is het elektronegatiefste element en de sterkste oxidator van de tabel; het wordt alleen door elektrolyse verkregen. De oxozuren van chloor — hypochlorigzuur $\ce{HClO}$, chloorzuur $\ce{HClO3}$, perchloorzuur $\ce{HClO4}$ — worden sterker met het aantal zuurstofatomen zonder waterstof, zoals bij alle oxozuren (Definitie 27.1); hun wisselwerking met chloride en chloor werd in kaart gebracht in Hoofdstuk 14.

Definitie 28.9 (Interhalogeenverbindingen)

Een interhalogeenverbinding is een verbinding van twee verschillende halogenen: $\ce{ICl}$, $\ce{BrF3}$, $\ce{ClF3}$, $\ce{IF7}$. Het grotere, minder elektronegatieve halogeen is het centrale atoom, met een uitgebreid octet in $\ce{ClF3}$ en hoger.

In het laboratorium — De halogenen hanteren

Chloor is giftig en wordt alleen in kleine hoeveelheden in een zuurkast bereid; broom verbrandt de huid en zijn damp tast de longen aan, en het wordt verdund gebruikt, in een zuurkast, met handschoenen en veiligheidsbril, met een oplossing van natriumthiosulfaat bij de hand om gemorst broom te vernietigen ($\ce{4Br2 + S2O3^2- + 5H2O -> 8Br- + 2SO4^2- + 10H+}$). Jood is het mildste van de drie, maar het vlekt en sublimeert; het wordt in een gesloten fles bewaard.

28.4 Edelgassen en hun verbindingen

De edelgassen (He, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn) hebben gevulde valentieschillen en de hoogste ionisatie-energieën van hun periode (Hoofdstuk 2). Lang werden ze inert geacht, maar de zwaardere, waarvan de buitenste elektronen minder stevig vastgehouden worden, reageren wel met de meest elektronegatieve elementen: xenon geeft $\ce{XeF2}$, $\ce{XeF4}$, $\ce{XeF6}$ en oxiden. Hun vormen volgen de VSEPR-regels, met vrije paren op het xenon.

Voorbeeld 28.10 (Waarom xenon, en niet argon)

De eerste ionisatie-energieën van de edelgassen dalen naar beneden in de groep: He 24.59, Ne 21.56, Ar 15.76, Kr 14.00, Xe 12.13, Rn 10.75 eV. Die van dizuurstof, $\ce{O2 -> O2+ + e-}$, is 12.07 eV, bijna dezelfde als die van xenon. Een oxidator die sterk genoeg is om een elektron van $\ce{O2}$ weg te nemen en zo het dioxygenylkation $\ce{O2+}$ te geven, zou dus ook xenon moeten oxideren, maar niet argon, dat zijn elektron 3.7 eV steviger vasthoudt. Xenon reageert inderdaad met de zeer sterke oxidator platinahexafluoride $\ce{PtF6}$, wat een vaste stof geeft met als totale samenstelling $\ce{XePtF6}$, en met fluor zelf, dat de xenonfluoriden van de tabel hieronder geeft. Radon, dat nog gemakkelijker te ioniseren is, is te radioactief om er veel chemie mee te doen.

molecuul	elektronenparen op het centrale atoom	vorm	gemeten hoek
$\ce{SO2}$	2 bindende domeinen + 1 vrij paar	gebogen	$119.5{}^{\circ}$
$\ce{SF6}$	6 bindende	octaëdrisch	$90{}^{\circ}$
$\ce{ClF3}$	3 bindende + 2 vrije paren	T-vormig	$87.5{}^{\circ}$
$\ce{XeF2}$	2 bindende + 3 vrije paren	lineair	$180{}^{\circ}$
$\ce{XeF4}$	4 bindende + 2 vrije paren	vierkant vlak	$90{}^{\circ}$

Argon, bijna één procent van de lucht, beschermt reactieve materialen in laboratoria en bij het lassen; helium, uit aardgas, koelt supergeleidende magneten, zoals die van NMR-spectrometers (Hoofdstuk 17).

28.5 Oefeningen

Oefening 28.1 ★

Geef het oxidatiegetal van zwavel in $\ce{H2S}$, $\ce{S8}$, $\ce{SO2}$, $\ce{SO3^2-}$, $\ce{SO4^2-}$, $\ce{S2O3^2-}$ (gemiddeld) en $\ce{H2S2O7}$.

Oplossing

Oplossing van Oefening 28.1.

$\ce{H2S}$ $-$II; $\ce{S8}$ 0; $\ce{SO2}$ $+$IV; $\ce{SO3^2-}$ $+$IV; $\ce{SO4^2-}$ $+$VI; $\ce{S2O3^2-}$ gemiddeld $+$II; $\ce{H2S2O7}$ $+$VI.

Oefening 28.2 ★

Welke van deze reacties verlopen: chloor met kaliumjodide; jood met natriumbromide; broom met natriumchloride; chloor met natriumbromide? Schrijf de reacties op die verlopen.

Oplossing

Oplossing van Oefening 28.2.

Een halogeen oxideert de halogeniden die eronder staan: $\ce{Cl2 + 2I- -> 2Cl- + I2}$ en $\ce{Cl2 + 2Br- -> 2Cl- + Br2}$ verlopen; jood met bromide en broom met chloride niet.

Oefening 28.3 ★

Teken de lewisstructuren van $\ce{SO2}$, $\ce{SO3}$ en $\ce{O3}$, met hun resonantiestructuren, en geef hun vorm.

Oplossing

Oplossing van Oefening 28.3.

$\ce{SO2}$: S met een vrij paar, één S=O en één $\ce{S+-O-}$ in elk van twee resonantiestructuren (of twee S=O met een uitgebreid octet): gebogen. $\ce{SO3}$: vlak trigonaal, drie equivalente S–O-bindingen. $\ce{O3}$: centraal O met een vrij paar, één O=O en één O–O$^-$, twee resonantiestructuren: gebogen.

Oefening 28.4 ★

Schrijf de reacties op van $\ce{SO2}$ en $\ce{SO3}$ met water en met natriumhydroxide.

Oplossing

Oplossing van Oefening 28.4.

$\ce{SO2 + H2O <=> H2SO3}$; $\ce{SO2 + 2NaOH -> Na2SO3 + H2O}$; $\ce{SO3 + H2O -> H2SO4}$; $\ce{SO3 + 2NaOH -> Na2SO4 + H2O}$.

Oefening 28.5 ★★

Bereken de pH van fluorwaterstofzuur van $0.10\,\mathrm{mol}/\mathrm{L}$ en vergelijk met zoutzuur van dezelfde concentratie. Verklaar het verschil.

Oplossing

Oplossing van Oefening 28.5.

HF: $x^2/(0.10 - x) = 10^{-3.16}$, $x = 8.0 \times 10^{-3}\,\mathrm{mol}/\mathrm{L}$, pH 2.10. HCl: pH 1.00. De H–F-binding is sterk en het fluoride-ion sterk betrokken in waterstofbruggen: HF is een zwak zuur.

Oefening 28.6 ★★

Voorspel met VSEPR de vormen van $\ce{BrF5}$, $\ce{IF7}$ (zeven bindende paren, pentagonale bipiramide), $\ce{ICl4-}$ en $\ce{XeO3}$.

Oplossing

Oplossing van Oefening 28.6.

$\ce{BrF5}$: vijf bindingen en één vrij paar, vierkant piramidaal. $\ce{IF7}$: pentagonaal bipiramidaal. $\ce{ICl4-}$: vier bindingen en twee vrije paren, vierkant vlak. $\ce{XeO3}$: drie bindingen en één vrij paar, trigonaal piramidaal.

Oefening 28.7 ★★

Bereken de constante van $\ce{Cl2 + 2I- -> 2Cl- + I2}$ en zeg waarom chloorwater een zetmeel-jodidepapiertje blauw kleurt.

Oplossing

Oplossing van Oefening 28.7.

$\log K = 2(1.36 - 0.53)/0.059 = 28$. Het vrijgekomen jood vormt met zetmeel het diepblauwe complex.

Oefening 28.8 ★★

Toon aan dat ozon jodide-ionen tot jood kan oxideren en schrijf de reactie in zuur milieu op. Waarom gebruikt men dit om ozon te meten?

Oplossing

Oplossing van Oefening 28.8.

$E^\circ(\ce{O3}/\ce{O2}) = 2.07 > 0.53$ V: $\ce{O3 + 2I- + 2H+ -> O2 + I2 + H2O}$. Het gevormde jood wordt met thiosulfaat getitreerd (Oefening 13.7): één $\ce{I2}$ per $\ce{O3}$.

Oefening 28.9 ★★

Geconcentreerd zwavelzuur verkoolt sacharose, $\ce{C12H22O11}$. Schrijf de dehydratatie tot koolstof op en bereken de massa koolstof uit $10.0\,\mathrm{g}$ suiker.

Oplossing

Oplossing van Oefening 28.9.

$\ce{C12H22O11 -> 12C + 11H2O}$; $M = 342.0\,\mathrm{g}/\mathrm{mol}$, $10.0/342.0 = 0.0292\,\mathrm{mol}$, koolstof $0.0292 \times 12 \times 12.0 = 4.21\,\mathrm{g}$.

Oefening 28.10 ★★★

Bereken de pH van zwavelzuur van $0.10\,\mathrm{mol}/\mathrm{L}$, rekening houdend met de tweede zuurfunctie ($\mathrm{p}K_a = 1.99$). Hoeveel voegt de tweede zuurfunctie toe?

Oplossing

Oplossing van Oefening 28.10.

$x(0.10 + x)/(0.10 - x) = 10^{-1.99}$: $x = 8.6 \times 10^{-3}\,\mathrm{mol}/\mathrm{L}$, $[\ce{H3O+}] = 0.1086$, $\mathrm{pH} = 0.96$ in plaats van 1.00: de tweede zuurfunctie voegt ongeveer $9\,\%$ toe aan $[\ce{H3O+}]$.

Oefening 28.11 ★★★

Verklaar met de potentialen waarom fluor niet bereid kan worden door fluoride met eender welke chemische oxidator in water te oxideren, en waarom het gemaakt moet worden door elektrolyse van een gesmolten fluoride, niet van een waterige oplossing.

Oplossing

Oplossing van Oefening 28.11.

$\ce{F2}$/$\ce{F-}$ (2.89 V) ligt boven elk ander koppel: geen enkele oxidator kan het elektron van fluoride wegnemen. Bij elektrolyse in water zou in plaats daarvan water reageren, dat bij een veel lagere potentiaal geoxideerd wordt ($\ce{O2}$/$\ce{H2O}$, 1.23 V); een gesmolten fluoride bevat geen water.

Oefening 28.12 ★★★

Jood is slechts weinig oplosbaar in water, maar lost op in een kaliumjodide-oplossing als het trijodide-ion $\ce{I3-}$. Bereken met de gibbsenergieën van $\ce{I2(aq)}$ ($\Delta_f G^\circ = 16.40\,\mathrm{kJ}/\mathrm{mol}$), $\ce{I-}$ ($-51.57$) en $\ce{I3-}$ ($-51.4$) de constante van $\ce{I2 + I- <=> I3-}$.

Oplossing

Oplossing van Oefening 28.12.

$\Delta_r G^\circ = -51.4 - (16.40 - 51.57) = -16.2\,\mathrm{kJ}/\mathrm{mol}$, $\log K = 16.2/5.708 = 2.84$, $K = 7 \times 10^2$.

28.6 Probleem: één ton zwavel

Probleem 28.1

Weekendprobleem — het verbranden van zwavel, de katalytische oxidatie van zwaveldioxide, absorptie en oleum, de tweede zuurfunctie van zwavelzuur, en de massa zuur die uit één ton zwavel gemaakt wordt

Een zwavelzuurfabriek verbrandt zwavel die uit aardgas teruggewonnen is. Molaire massa’s ($\mathrm{g}/\mathrm{mol}$): S 32.1, $\ce{O2}$ 32.0, $\ce{SO2}$ 64.1, $\ce{SO3}$ 80.1, $\ce{H2SO4}$ 98.1, $\ce{H2O}$ 18.0; lucht bevat $21\,\%$ $\ce{O2}$ in volume; $\mathrm{p}K_a(\ce{HSO4-}) = 1.99$; $R = 8.314\,\mathrm{J}/(\mathrm{K}\,\mathrm{mol})$.

Deel I — Zwavel verbranden.

1. Geef het oxidatiegetal van S in S, $\ce{SO2}$, $\ce{SO3}$ en $\ce{H2SO4}$.
2. Schrijf de verbranding van zwavel op.
3. Teken de lewisstructuur van $\ce{SO2}$ en voorspel zijn vorm.
4. Bereken de hoeveelheid stof zwavel in één ton.
5. Bereken het volume lucht ($25\,{}^{\circ}\mathrm{C}$, $1\,\mathrm{bar}$) voor de verbranding alleen.
6. Waarom wordt het gas uit de brander afgekoeld voor de converter?

Deel II — Katalytische oxidatie.

7. Schrijf de oxidatie van $\ce{SO2}$ tot $\ce{SO3}$ op.
8. Haar constante bij $25\,{}^{\circ}\mathrm{C}$ is ongeveer $10^{24.8}$. Waarom is er toch een katalysator nodig?
9. Wat is de rol van vanadium(V)oxide, in de taal van Hoofdstuk 9?
10. Teken de vorm van $\ce{SO3}$.
11. Waarom gebruikt men overmaat lucht?
12. Welke fractie $\ce{SO2}$ gaat verloren als de omzetting $99.7\,\%$ bedraagt?

Deel III — Absorptie.

13. Schrijf de absorptie van $\ce{SO3}$ in zwavelzuur op.
14. Waarom wordt $\ce{SO3}$ niet rechtstreeks in water geabsorbeerd?
15. Schrijf de verdunning van oleum op.
16. Schrijf de totale vergelijking van het proces op.
17. Bereken de massa water die per ton zwavel verbruikt wordt.
18. Waarom moet het zuur in water gegoten worden en nooit andersom?

Deel IV — Het zuur.

19. Bereken de pH van een oplossing van zwavelzuur van $0.050\,\mathrm{mol}/\mathrm{L}$, rekening houdend met de tweede zuurfunctie.
20. Bereken de massa zwavelzuur bij een totaalrendement van $99.5\,\%$.
21. De wereld produceerde in 2025 ongeveer $84\,\mathrm{Mt}$ zwavel. Welke massa zwavelzuur zou die geven als alles omgezet werd?
22. Geef de massa zwavelzuur die uit één ton zwavel verkregen kan worden (volledige omzetting).

Oplossing

Oplossing van Probleem 28.1.

1. 0, $+$IV, $+$VI, $+$VI. 2. $\ce{S + O2 -> SO2}$. 3. S met twee bindende domeinen en een vrij paar: gebogen, ongeveer $120{}^{\circ}$. 4. $10^6/32.1 = 3.12 \times 10^{4}\,\mathrm{mol}$. 5. $3.115 \times 10^{4}\,\mathrm{mol}$ $\ce{O2}$: $V = 3.115 \times 10^4 \times 8.314 \times 298.15/10^5 = 772\,\mathrm{m}^{3}$, lucht $772/0.21 = 3.7 \times 10^{3}\,\mathrm{m}^{3}$. 6. De verbranding is sterk exotherm; de katalysator werkt in een beperkt temperatuurgebied, en de oxidatie van $\ce{SO2}$, ook exotherm, is warm minder volledig. 7. $\ce{2SO2 + O2 <=> 2SO3}$. 8. Een grote evenwichtsconstante zegt niets over de snelheid: bij kamertemperatuur verloopt de reactie niet. 9. Hij biedt een weg met een lagere activeringsenergie en wordt teruggevormd: een heterogene katalysator. 10. Vlak trigonaal. 11. Meer zuurstof houdt het quotiënt $Q = p_{\ce{SO3}}^2/(p_{\ce{SO2}}^2 p_{\ce{O2}})$ lager: de omzetting van $\ce{SO2}$ gaat verder. 12. $0.3\,\%$. 13. $\ce{SO3 + H2SO4 -> H2S2O7}$. 14. Het vormt een nevel van fijne zuurdruppeltjes die door de absorber heen gaat. 15. $\ce{H2S2O7 + H2O -> 2H2SO4}$. 16. $\ce{2S + 3O2 + 2H2O -> 2H2SO4}$. 17. Eén water per zwavel: $3.115 \times 10^{4} \times 18.0 = 561\,\mathrm{kg}$. 18. Bij het verdunnen komt veel warmte vrij; water dat op het zuur gegoten wordt, kookt meteen en doet zuur opspatten. 19. $x(0.050 + x)/(0.050 - x) = 10^{-1.99}$: $x = 7.5 \times 10^{-3}\,\mathrm{mol}/\mathrm{L}$, $[\ce{H3O+}] = 0.0575\,\mathrm{mol}/\mathrm{L}$, $\mathrm{pH} = 1.24$. 20. $3.12 \times 10^4 \times 0.995 \times 98.1 = 3.04\,\mathrm{t}$. 21. $84 \times 98.1/32.1 = 257\,\mathrm{Mt}$. 22. $98.1/32.1 =$ $3.06\,\mathrm{t}$ zwavelzuur per ton zwavel.