Физические свойства сернистой кислоты. Сернистая кислота: что она собой представляет и где применяется
Соединения серы(1У). Сернистая кислота
В тетрагалогенидах SHal 4 , оксогалогенидах SOI Ial 2 и диоксиде S0 2 , сернистой кислоте 1I 2 S0 3 сера проявляет степень окисления +4. Во всех этих соединениях, а также в соответствующих им анионных комплексах у атома серы имеется неноделенная пара электронов. Исходя из числа а-связываю- щих и несвязывающих электронных нар форма молекул этих соединений изменяется от искаженного тетраэдра (SHal 4) к угловой форме (S0 9) через форму тригональной пирамиды (SOHal 2 и SO3). Соединения S(IV) обладают кислотными свойствами, что проявляется в реакциях взаимодействия с водой:
Оксид серы(1У) S0 2 , или сернистый газ, образуется при сжигании серы в воздухе или кислороде, а также прокаливанием сульфидов, например пирита:
Окисление пирита лежит в основе промышленного способа получения S0 2 . Молекула S0 2 построена аналогично молекуле О э и имеет структуру равнобедренного треугольника с атомом серы в вершине. Длина связи S-О составляет 0,143 нм, а валентный угол равен 119,5°:
Атом серы находится в состоянии 5/? 2 -гибридизации. р-Орбиталь ориентирована перпендикулярно к плоскости молекулы и не участвует в гибридизации (рис. 25.2). За счет этой и других аналогично ориентированных р-орбиталей атомов кислорода образуется трехцентровая л-связь.
Рис. 25.2.
При обычных условиях оксид серы(1У) - бесцветный газ с характерным резким запахом. Хорошо растворим в воде. Водные растворы имеют кислую реакцию, так как S0 2 , взаимодействуя с водой, образует сернистую кислоту H 2 S0 3 . Реакция обратимая:
Характерная особенность S0 2 - его окислительно-восстановительная двойственность. Объясняется это тем, что в SO. ; сера имеет степень окисления +4, и поэтому она может, отдавая два электрона, окисляться до S(VI), а принимая четыре электрона, восстанавливаться до S. Проявление тех и других свойств зависит от характера реагирующего компонента. Так, с сильными окислителями S0 2 ведет себя как типичный восстановитель. Например, галогены восстанавливаются до соответствующих галогеноводородов, a S(IV) переходит, как правило, в S(VI):
В присутствии сильных восстановителей S0 2 ведет себя как окислитель:
Для него характерна и реакция диспропорционирования:
SQ, является кислотным оксидом, легко растворимым в воде (1 объем Н 2 0 растворяет 40 объемов S0 2). Водный раствор SO v имеет кислую реакцию и называется сернистой кислотой. Обычно основная масса растворенного в воде S0 2 находится в растворе в гидратированной форме S0 2 azH 2 0, и только незначительная часть S0 2 взаимодействует с водой по схеме
Сернистая кислота, как двухосновная, образует два типа солей: средние - сульфиты (Na 2 S0 3) и кислые - гидросульфиты (NaHS0 3). H 2 S0 3 существует в двух таутомерных формах (рис. 25.3).
Рис. 25.3. Структура таутомерных форм H 2 S0 3
Поскольку сера в сернистой кислоте имеет степень окисления +4, то она проявляет, как и S0 2 , свойства и окислителя, и восстановителя, о чем уже говорилось, поэтому сернистая кислота в реакциях окисления-восстановления полностью дублирует свойства S0 9 .
Соли H 2 S0 3 (сульфиты) обладают свойствами как окислителей, так и восстановителей. Так, ион SO 2 легко переходит в ион SO 2 , проявляя сильные восстановительные свойства, поэтому в растворах сульфиты постепенно окисляются молекулярным кислородом, переходя в соли серной кислоты:
В присутствии же сильных восстановителей сульфиты ведут себя как окислители. При сильном нагревании сульфиты наиболее активных металлов разлагаются при 600°С с образованием солей H 2 SO^ и H 2 S, т.е. происходит диспропорционирование:
Из солей сернистой кислоты растворяются лишь соли 5-элементов I группы, а также гидросульфиты типа Me 2+ (HS0 3) 2 .
Поскольку H 2 S0 3 является слабой кислотой, то при действии кислот па сульфиты и гидросульфиты происходит выделение S0 2 , чем обычно пользуются при получении S0 2 в лабораторных условиях:
Растворимые в воде сульфиты легко подвергаются гидролизу, вследствие чего в растворе увеличивается концентрация ионов ОН:
При пропускании S0 2 через водные растворы гидросульфитов образуются пиросульфиты:
Если же раствор Na 2 S0 3 кипятить с порошком серы, то образуется тиосульфат натрия. В тиосульфатах атомы серы находятся в двух разных степенях окисления - +6 и -2:
Образующемуся тиосульфат-иону соответствует кислота H 2 S 2 0 3 , называемая тиосерной кислотой. Свободная кислота при обычных условиях неустойчива и легко разлагается:
Свойства тиосульфатов обусловлены наличием в них и , причем
присутствие S определяет восстановительные свойства иона S 2 0 3 _ :
Более слабые окислители окисляют тиосульфат натрия до солей тетра- тионовой кислоты. Примером может служить взаимодействие с иодом:
Эта реакция находит широкое применение в аналитической химии, так как является основой одного из важнейших методов объемного анализа, называемого иодометрией.
Тиосульфаты щелочных металлов производятся в промышленности в широких масштабах. Среди них наибольшее значение имеет тиосульфат натрия Na 2 S 2 0 3 , который применяется в медицине в качестве противоядия при отравлении галогенами и цианидами. Действие этого препарата основано на его свойстве выделять серу, которая, например, с цианид-ионами CN образует менее токсичный роданид-ион SCN:
Препарат может использоваться также при отравлении соединениями As, Pb, Hg, поскольку при этом образуются неядовитые сульфиды. Na 2 S 2 0 3 применяется при аллергических заболеваниях, артритах, невралгии. Характерной для Na 2 S 2 0 3 реакцией является взаимодействие его с AgN0 3: образуется осадок белого цвета Ag. ; S. ; 0 3 , который с течением времени под влиянием света и влаги чернеет с выделением Ag 2 S:
Данные реакции применяют для качественного обнаружения тиосульфат-иона.
Тионилхлорид SOCl 2 получают взаимодействием S0 2 с РС1 5:
Молекула SOCl 2 имеет пирамидальное строение (рис. 25.4). Связи с серой образуются за счет набора орбиталей, которые очень приближенно можно рассматривать как $/? 3 -гибридные. Одна из них занята неподеленной парой электронов, поэтому SOCl 2 может проявлять свойства слабого основания Лыоиса.
Рис. 25.4.
S()C1 2 - бесцветная дымящаяся жидкость с резким запахом, гидролизуется в присутствии следов влаги:
Летучие соединения, образующиеся в процессе реакции, легко удаляются. Поэтому SOCl 2 часто применяют для получения безводных хлоридов:
SOCl 2 находит широкое применение как хлорирующий агент в органических синтезах.
Назад
Вперёд
Внимание! Предварительный просмотр слайдов используется исключительно в ознакомительных целях и может не давать представления о всех возможностях презентации. Если вас заинтересовала данная работа, пожалуйста, загрузите полную версию.
Воспитывающая:
Создать условия для нравственного и эстетического воспитания учащихся к окружающей среде, умения работать в парах при самоанализе контрольных срезов, тестов.
Развивающая:
развивать умение работать в атмосфере поиска, творчества, дать каждому учащемуся возможность достичь успеха; умение давать самооценку деятельности на уроке;
Общеобразовательная:
организовать деятельность учащихся на усвоение:
- знаний : химические свойства и способы получения сернистого газа и сернистой кислоты;
- умений : записывать уравнения химических реакций, характеризующих химические свойства сернистой кислоты и её солей в ионном и окислительно-восстановительном виде.
Ход урока
I. Оргмомент.
II. Изучение нового материала:
1. Строение:
SO 2 (сернистый газ, оксид серы (IV)), молекулярная формула
Структурная формула
- Бесцветный газ с резким запахом, ядовит.
- Хорошо растворим в воде (в 1 V H 2 O растворяется 40 V SO 2 при н.у.)
- Тяжелее воздуха, ядовит.
3. Получение
1. В промышленности: обжиг сульфидов.
FeS 2 + O 2 → Fe 2 O 3 + SO 2
а) Составить электронный баланс (ОВР).
2. В лабораторных условиях: взаимодействие сульфитов с сильными кислотами:
Na 2 SO 3 + 2HCl → 2NaCl + SO 2 + H 2 O
3. При окислении металлов концентрированной серной кислотой:
Cu + H 2 SO 4(конц) → CuSO 4 + SO 2 + H 2 O
б) Составить электронный баланс (ОВР).
4. Химические свойства SO 2
1. Взаимодействие с водой
При растворении в воде образуется слабая и неустойчивая сернистая кислота H 2 SO 3 (существует только в водном растворе).
SO 2 + H 2 O ↔ H 2 SO 3
2. Взаимодействие со щелочами:
Ba(OH) 2 + SO 2 → BaSO 3 ↓(сульфит бария) + H 2 O
Ba(OH) 2 + 2SO 2 (избыток) → Ba(HSO 3) 2 (гидросульфит бария)
3. Взаимодействие с основными оксидами (образуется соль):
SO 2 + CaO = CaSO 3
4. Реакции окисления, SO 2 – восстановитель:
SO 2 + O 2 → SO 3 (катализатор – V 2 O 5)
в) Составить электронный баланс (ОВР)
SO 2 + Br 2 + H 2 O → H 2 SO 4 + HBr
г) Составить электронный баланс (ОВР)
SO 2 + KMnO 4 + H 2 O → K 2 SO 4 + MnSO 4 + H 2 SO 4
д) Составить электронный баланс (ОВР)
5. Реакции восстановления, SO 2 - окислитель
SO 2 + С → S + СO 2 (при нагревании)
е) Составить электронный баланс (ОВР)
SO 2 + H 2 S → S + H 2 O
ж) Составить электронный баланс (ОВР)
5. Химические свойства H 2 SO 3
1. Сернистая кислота диссоциирует ступенчато:
H 2 SO 3 ↔ H + + HSO 3 - (первая ступень, образуется гидросульфит – анион)
HSO 3 - ↔ H+ + SO 3 2- (вторая ступень, образуется анион сульфит)
H 2 SO 3 образует два ряда солей:
Средние (сульфиты)
Кислые (гидросульфиты)
2. Раствор сернистой кислоты H 2 SO 3 обладает восстановительными свойствами:
H 2 SO 3 + I 2 + H 2 O = H 2 SO 4 + НI
з) Составить электронный баланс (ОВР)
III. Самоконтроль.
Осуществите превращения по схеме:
S → H 2 S → SO 2 → Na 2 SO 3 → BaSO 3 → SO 2
Уравнения реакций ионного обмена напишите в полном и кратком ионном виде.
Ответы для самопроверки выводятся на экране.
IV. Рефлексия.
Ответьте на вопросы в таблице “Вопросы к ученику” (Приложение 1).
V. Домашнее задание (дифференцированно)
Сделать задания выделенные красным шрифтом:
Уравнения а, в, е, ж – “3”
Уравнения а – е – “4”
Уравнения а – з – “5”
Приложение 1
Вопросы к ученику
Дата ___________________ Класс ______________________
Постарайся точно вспомнить то, что слышал на уроке и ответь на поставленные вопросы:
№ п/п | Вопросы | |
1 | Какова была тема урока? | |
2 | Какая цель стояла перед тобой на уроке? | |
3 | Каков вывод урока? | |
4 | Как работали на уроке твои одноклассники? | |
5 | Как работал ты на уроке? | |
6 | Как ты думаешь, ты справишься с домашним заданием, полученном на уроке? |
Диоксид (двуокись) серы SO 2 образуется при сжигании серы в воздухе или кислороде. Он получается также при прокаливании на воздухе («обжигании») сульфидов металлов, например железного колчедана:
По этой реакции диоксид серы получают обычно в промышленности (о других промышленных способах получения SO 2 см, 9 § 131).
Диоксид серы - бесцветный газ («сернистый газ») с резким запахом горячей серы. Он довольно легко конденсируется в бесцветную жидкость, кипящую при -10.0°C. При испарении жидкого SO 2 происходит сильное понижение температуры (до -50°C).
Диоксид серы хорошо растворяется в воде (около 40 объемов в 1 объеме воды при 20°C); при этом частично происходит реакция с водой и образуется сернистая кислота:
Таким образом, диоксид серы является ангидридом сернистой кислоты. При нагревании растворимость SO 2 уменьшается и равновесие смещается влево; постепенно весь диоксид серы снова выделяется из раствора.
Молекула SO 2 построена аналогично молекуле озона. Ядра составляющих ее атомов образуют равнобедренный треугольник:
Здесь атом серы, как и центральный атом кислорода в молекуле озона, находится в состоянии sp 2 -гибридизации и угол OSO близок к 120°. Ориентированная перпендикулярно к плоскости молекулы p z -орбиталь атома серы не участвует в гибридизации. За счет этой орбитали и аналогично ориентированных p z -орбиталей атомов кислорода образуется трехцентровая?-связь; осуществляющая ее пара электронов принадлежит всем трем атомам молекулы.
Диоксид серы применяют для получения серной кислоты, а также (в значительно меньших количествах) для беления соломы, шерсти, шелка и как дезинфицирующее средство (для уничтожения плесневых грибков в подвалах, погребах, винных бочках, бродильных чанах).
Сернистая кислота H 2 SO 3 - очень непрочное соединение. Она известна только в водных растворах. При попытках выделить сернистую кислоту она распадается на SO 2 и воду. Например, при действии концентрированной серной кислоты на сульфит натрия вместо сернистой кислоты выделяется диоксид серы:
Раствор сернистой кислоты необходимо предохранять от доступа воздуха, иначе она, поглощая из воздуха кислород, медленно окисляется в серную кислоту:
Сернистая кислота - хороший восстановитель. Например, свободные галогены восстанавливаются ею в галогеноводороды:
Однако при взаимодействии с сильными восстановителями сернистая кислота может играть роль окислителя. Так, реакция ее с сероводородом в основном протекает согласно уравнению:
Будучи двухосновной (K 1 ? 2·10 -2 , K 2 = 6.3·10 -8), сернистая кислота образует два ряда солей. Средние ее соли называются сульфитами, кислые - гидросульфитами.
Как и кислота, сульфиты и гидросульфиты являются восстановителями. При их окислении получаются соли серной кислоты.
Сульфиты наиболее активных металлов при прокаливании разлагаются с образованием сульфидов и сульфатов (реакция самоокисления - самовосстановления):
Сульфиты калия и натрия применяются для отбеливания некоторых материалов, в текстильной промышленности при крашении тканей, в фотографии. Раствор Ca(HSO 3)2 (эта соль существует только в растворе) применяется для переработки древесины в так называемую сульфитную целлюлозу, из которой потом получают бумагу.
<<< Назад
|
Вперед >>>
|
ОПРЕДЕЛЕНИЕ
Безводная серная кислота представляет собой тяжелую, вязкую жидкость, которая легко смешивается с водой в любой пропорции: взаимодействие характеризуется исключительно большим экзотермическим эффектом (~880 кДж/моль при бесконечном разбавлении) и может привести к взрывному вскипанию и разбрызгиванию смеси, если воду добавлять к кислоте; поэтому так важно всегда использовать обратный порядок в приготовлении растворов и добавлять кислоту в воду, медленно и при перемешивании.
Некоторые физические свойства серной кислоты приведены в таблице.
Безводная H 2 SO 4 — замечательное соединение с необычно высокой диэлектрической проницаемостью и очень высокой электропроводностью, которая обусловлена ионной автодиссоциацией (автопротолизом) соединения, а также эстафетным механизмом проводимости с переносом протона, обеспечивающим протекание электрического тока через вязкую жидкость с большим числом водородных связей.
Таблица 1. Физические свойства серной кислоты.
Получение серной кислоты
Серная кислота — самый важный промышленный химикат и самая дешевая из производимых в большом объеме кислот влюбой стране мира.
Концентрированную серную кислоту («купоросное масло») сначала получали нагреванием «зеленого купороса» FeSO 4 ×nH 2 O и расходовали в большом количестве на получение Na 2 SO 4 и NaCl.
В современном процессе получения серной кислоты используется катализатор, состоящий из оксида ванадия(V) с добавкой сульфата калия на носителе из диоксида кремния или кизельгура. Диоксид серы SO 2 получают сжиганием чистойсеры или при обжиге сульфидной руды (прежде всего пирита или руд Си, Ni и Zn) в процессе извлечения этихметаллов.Затем SO 2 окисляют до триоксида, а потом путем растворения в воде получают серную кислоту:
S + O 2 → SO 2 (ΔH 0 — 297 кДж/моль);
SO 2 + ½ O 2 → SO 3 (ΔH 0 — 9,8 кДж/моль);
SO 3 + H 2 O → H 2 SO 4 (ΔH 0 — 130 кДж/моль).
Химические свойства серной кислоты
Серная кислота - сильная двухосновная кислота. По первой ступени в растворах невысокой концентрации она диссоциирует практически нацело:
H 2 SO 4 ↔H + + HSO 4 — .
Диссоциация по второй ступени
HSO 4 — ↔H + + SO 4 2-
протекает в меньшей степени. Константа диссоциации серной кислоты по второй ступени, выраженная через активности ионов, K 2 = 10 -2 .
Как кислота двухосновная, серная кислота образует два ряда солей: средние и кислые. Средние соли серной кислоты называются сульфатами, а кислые - гидросульфатами.
Серная кислота жадно поглощает пары воды и поэтому часто применяется для осушения газов. Способностью поглощать воду объясняется и обугливание многих органических веществ, особенно относящихся к классу углеводов (клетчатка, сахар и т.д.), при действии на них концентрированной серной кислоты. Серная кислота отнимает от углеводов водород и кислород, которые образуют воду, а углерод выделяется в виде угля.
Концентрированная серная кислота, особенно горячая, — энергичный окислитель. Она окисляет HI и HBr (но не HCl) до свободных галогенов, уголь - до CO 2 , серу - до SO 2 . Указанные реакции выражаются уравнениями:
8HI + H 2 SO 4 = 4I 2 + H 2 S + 4H 2 O;
2HBr + H 2 SO 4 = Br 2 + SO 2 + 2H 2 O;
C + 2H 2 SO 4 = CO 2 + 2SO 2 + 2H 2 O;
S + 2H 2 SO 4 = 3SO 2 + 2H 2 O.
Взаимодействие серной кислоты с металлами протекает различно в зависимости от её концентрации. Разбавленная серная кислота окисляет своим ионом водорода. Поэтому она взаимодействует только с теми металлами, которые стоят в ряду напряжений только до водорода, например:
Zn + H 2 SO 4 = ZnSO 4 + H 2 .
Однако свинец не растворяется в разбавленной кислоте, поскольку образующаяся соль PbSO 4 нерастворима.
Концентрированная серная кислота является окислителем за счет серы (VI). Она окисляет металлы, стоящие в ряду напряжений до серебра включительно. Продукты её восстановления могут быть различными в зависимости от активности металла и от условий (концентрация кислоты, температура). При взаимодействии с малоактивными металлами, например с медью, кислота восстанавливается до SO 2:
Cu + 2H 2 SO 4 = CuSO 4 + SO 2 + 2H 2 O.
При взаимодействии с более активными металлами продуктами восстановления могут быть как диоксид, так и свободная сера и сероводород. Например, при взаимодействии с цинком могут протекать реакции:
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.
Применение серной кислоты
Применение серной кислоты меняется от страны к стране и от десятилетия к десятилетию. Так, например в США в настоящее время главная область потребления H 2 SO 4 — производство удобрений (70%), за ним следуют химическое производство, металлургия, очистка нефти (~5% в каждой области). В Великобритании распределение потребления по отраслям иное: только 30% производимой H 2 SO 4 используется в производстве удобрений, зато 18% идет на краски, пигменты и полупродукты производства красителей, 16% на химическое производство, 12% на получение мыла и моющих средств, 10% на производство натуральных и искусственных волокон и 2,5% применяется в металлургии.
Примеры решения задач
ПРИМЕР 1
Задание | Определите массу серной кислоты, которую можно получить из одной тонны пирита, если выход оксида серы (IV) в реакции обжига составляет 90%, а оксида серы (VI) в реакции каталитического окисления серы (IV) - 95% от теоретического. |
Решение | Запишем уравнение реакции обжига пирита:
4FeS 2 + 11O 2 = 2Fe 2 O 3 + 8SO 2 . Рассчитаем количество вещества пирита: n(FeS 2) = m(FeS 2) / M(FeS 2); M(FeS 2) = Ar(Fe) + 2×Ar(S) = 56 + 2×32 = 120г/моль; n(FeS 2) = 1000 кг / 120 = 8,33 кмоль. Поскольку в уравнении реакции коэффициент при диоксиде серы в два раза больше, чем коэффициент при FeS 2 , то теоретически возможное количество вещества оксида серы (IV) равно: n(SO 2) theor = 2 ×n(FeS 2) = 2 ×8,33 = 16,66 кмоль. А практически полученное количество моль оксида серы (IV) составляет: n(SO 2) pract = η × n(SO 2) theor = 0,9 × 16,66 = 15 кмоль. Запишем уравнение реакции окисления оксида серы (IV) до оксида серы (VI): 2SO 2 + O 2 = 2SO 3 . Теоретически возможное количество вещества оксида серы (VI) равно: n(SO 3) theor = n(SO 2) pract = 15 кмоль. А практически полученное количество моль оксида серы (VI) составляет: n(SO 3) pract = η × n(SO 3) theor = 0,5 × 15 = 14,25 кмоль. Запишем уравнение реакции получения серной кислоты: SO 3 + H 2 O = H 2 SO 4 . Найдем количество вещества серной кислоты: n(H 2 SO 4) = n(SO 3) pract = 14,25 кмоль. Выход реакции составляет 100%. Масса серной кислоты равна: m(H 2 SO 4) = n(H 2 SO 4) × M(H 2 SO 4); M(H 2 SO 4) = 2×Ar(H) + Ar(S) + 4×Ar(O) = 2×1 + 32 + 4×16 = 98 г/моль; m(H 2 SO 4) = 14,25 × 98 = 1397 кг. |
Ответ | Масса серной кислоты равна 1397 кг |
Сернистая кислота способна реагировать с кислородом. При этом образуется серная кислота. Такая реакция протекает очень долго и возможна только при нарушении правил хранения. Сернистая кислота обладает как окислительными, так и восстановительными свойствами. С ее помощью можно получать галогенные кислоты. Водный раствор при реакции с хлором образует соляную и серную кислоту.
При реакции с сильными восстановителями сернистая кислота играет роль окислителя. Одним из таких веществ является сероводород, газ с очень неприятным запахом. Взаимодействуя с водным раствором серной кислоты, он образует серу и воду. Соли сернистой кислоты также обладают восстановительными свойствами. Они делятся на сульфиты и гидросульфиты. При реакциях окисления этих солей образуется серная кислота.
Получение сернистой кислоты
Сернистая кислота образуется только при взаимодействии сернистого газа и воды. Нужно получить сернистый газ. Это можно сделать при помощи меди и серной кислоты. Осторожно налейте концентрированную серную кислоту в пробирку и бросьте туда кусочек меди. Нагрейте пробирку при помощи спиртовки.
В результате нагревания образуется медный купорос (сульфат меди), вода и сернистый газ, который при помощи специальной трубочки нужно подвести к колбочке с чистой водой. Таким образом можно получить сернистую кислоту.
Помните, что сернистый газ вреден для человека. Он вызывает поражение дыхательных путей, потерю аппетита и головную боль. Длительное вдыхание может вызвать обморочное состояние. При работе с ним нужна осторожность.
Применение сернистой кислоты
Сернистая кислота обладает антисептическими свойствами. Ее применяют при обеззараживании поверхностей, ферментации зерна. С ее помощью можно некоторые вещества, которые при взаимодействии с сильными окислителями (например, хлором) разлагаются. К таким веществам относится шерсть, шелк, бумага и некоторые другие. Ее антибактериальные свойства используются для предотвращения брожения вина в . Таким образом благородный напиток может храниться очень долго, приобретая благородный вкус и неповторимый аромат.
Сернистую кислоту используют при производстве бумаги. Добавление этой кислоты входит в технологию получения сульфитной целлюлозы. Затем ее обрабатывают раствором гидросульфита кальция, чтобы связать волокна воедино.