Фізичні властивості сірчистої кислоти. Сірчиста кислота: що вона являє собою і де застосовується

З'єднання сірки (1У). Сірчиста кислота

У тетрагалогеніди SHal 4 , оксогалогеніди SOI Ial 2 і діоксид S0 2 , сірчистої кислоти 1I 2 S0 3 сірка виявляє ступінь окислення +4. У всіх цих сполуках, а також у відповідних їм аніонних комплексах атом сірки має ненаділену пару електронів. Виходячи з а-зв'язуючих та незв'язувальних електронних нар, форма молекул цих сполук змінюється від спотвореного тетраедра (SHal 4) до кутової форми (S0 9) через форму тригональної піраміди (SOHal 2 і SO3). З'єднання S(IV) мають кислотними властивостями, що проявляється у реакціях взаємодії з водою:

Оксид сірки(1У) S0 2 , або сірчистий газ, утворюється при спалюванні сірки в повітрі або кисні, а також прожарюванням сульфідів, наприклад піриту:

Окислення піриту є основою промислового способу отримання S0 2 . Молекула S0 2 побудована аналогічно молекулі Про е і має структуру рівнобедреного трикутника з атомом сірки у вершині. Довжина зв'язку S-Остановить 0,143 нм, а валентний кут дорівнює 119,5°:

Атом сірки перебуває у стані 5/? 2-гібридизації. р-орбіталь орієнтована перпендикулярно до площини молекули і не бере участі в гібридизації (рис. 25.2). За рахунок цієї та інших аналогічно орієнтованих р-орбіталей атомів кисню утворюється трицентровий л-зв'язок.

Рис. 25.2.

За звичайних умов оксид сірки (1У) - безбарвний газ із характерним різким запахом. Добре розчинний у воді. Водні розчини мають кислу реакцію, так як S0 2 взаємодіючи з водою, утворює сірчисту кислоту H 2 S0 3 . Реакція оборотна:

Характерна риса S0 2 - його окислювально-відновна двоїстість. Пояснюється це тим, що у SO. ; сірка має ступінь окислення +4, і тому вона може, віддаючи два електрони, окислюватися до S(VI), а приймаючи чотири електрони, відновлюватися до S. Прояв тих та інших властивостей залежить від характеру компонента, що реагує. Так, із сильними окислювачами S0 2 поводиться як типовий відновник. Наприклад, галогени відновлюються до відповідних галогеноводородів, a S(IV) переходить, як правило, в S(VI):

У присутності сильних відновників S0 2 поводиться як окислювач:

Для нього характерна і реакція диспропорціонування:

SQ є кислотним оксидом, легко розчинним у воді (1 об'єм Н 2 0 розчиняє 40 об'ємів S0 2). Водний розчин SO v має кислу реакцію і називається сірчистою кислотою. Зазвичай основна маса розчиненого у воді S0 2 знаходиться в розчині у гідратованій формі S0 2 azH 2 0 і лише незначна частина S0 2 взаємодіє з водою за схемою

Сірчиста кислота, як двоосновна, утворює два типи солей: середні - сульфіти (Na 2 S0 3) та кислі - гідросульфіти (NaHS0 3). H 2 S0 3 існує у двох таутомерних формах (рис. 25.3).

Рис. 25.3.Структура таутомірних форм H2S03

Оскільки сірка в сірчистій кислоті має ступінь окислення +4, вона виявляє, як і S0 2 , властивості і окислювача, і відновника, що вже говорилося, тому сірчиста кислота в реакціях окислення-відновлення повністю дублює властивості S0 9 .

Солі H 2 S0 3 (сульфіти) мають властивості як окислювачів, так і відновників. Так, іон SO 2 легко переходить в іон SO 2 виявляючи сильні відновлювальні властивості, тому в розчинах сульфіти поступово окислюються молекулярним киснем, переходячи в солі сірчаної кислоти:

У присутності сильних відновників сульфіти поводяться як окислювачі. При сильному нагріванні сульфіти найбільш активних металів розкладаються при 600°З утворенням солей H 2 SO^ і H 2 S, тобто. відбувається диспропорціювання:

З солей сірчистої кислоти розчиняються лише солі 5-елементів І групи, а також гідросульфіти типу Me 2+ (HS0 3) 2 .

Оскільки H 2 S0 3 є слабкою кислотою, то при дії кислот па сульфіти і гідросульфіти відбувається виділення S0 2 ніж зазвичай користуються при отриманні S0 2 в лабораторних умовах:

Розчинні у воді сульфіти легко піддаються гідролізу, внаслідок чого в розчині збільшується концентрація іонів:

При пропущенні S0 2 через водні розчини гідросульфітів утворюються піросульфіти:

Якщо розчин Na 2 S0 3 кип'ятити з порошком сірки, то утворюється тіосульфат натрію. У тіосульфатах атоми сірки знаходяться у двох різних ступенях окиснення - +6 і -2:

Тіосульфат-іону, що утворюється, відповідає кислота H 2 S 2 0 3 , звана тіосерною кислотою. Вільна кислота за звичайних умов нестійка і легко розкладається:

Властивості тіосульфатів обумовлені наявністю в них і, причому

Присутність S визначає відновлювальні властивості іона S 2 0 3 _ :

Більш слабкі окислювачі окислюють тіосульфат натрію до солей тетратіонової кислоти. Прикладом може бути взаємодія з йодом:

Ця реакція знаходить широке застосування в аналітичної хімії, оскільки є основою одного з найважливіших методівоб'ємного аналізу, що називається йодометрією.

Тіосульфати лужних металів виробляються в промисловості у широких масштабах. Серед них найбільше значеннямає тіосульфат натрію Na 2 S 2 0 3 , який застосовується в медицині як протиотруту при отруєнні галогенами та ціанідами. Дія цього препарату заснована на його властивості виділяти сірку, яка, наприклад, з ціанід-іонами CN утворює менш токсичний роданід-іон SCN:

Препарат може використовуватися також при отруєнні сполуками As, Pb, Hg, оскільки при цьому утворюються неотруйні сульфіди. Na 2 S 2 0 3 застосовується при алергічних захворюваннях, артритах, невралгії. Характерною для Na 2 S 2 0 3 реакцією є його взаємодія з AgN0 3: утворюється осад білого кольору Ag. ; S.; 0 3 , який з часом під впливом світла та вологи чорніє з виділенням Ag 2 S:

Дані реакції застосовують для якісного виявлення тіосульфат-іону.

Тіонілхлорид SOCl 2 отримують взаємодією S0 2 з РС1 5:

Молекула SOCl 2 має пірамідальну будову (рис. 25.4). Зв'язки із сіркою утворюються за рахунок набору орбіталей, які дуже приблизно можна розглядати як $/? 3-гібридні. Одна з них зайнята неподіленою парою електронів, тому SOCl 2 може виявляти властивості слабкої основи Лиоїсу.

Рис. 25.4.

S()C1 2 - безбарвна рідина, що димить, з різким запахом, гідролізується в присутності слідів вологи:

Летючі сполуки, що утворюються у процесі реакції, легко видаляються. Тому SOCl 2 часто застосовують для отримання безводних хлоридів:

SOCl 2 знаходить широке застосування як хлоруючий агент органічних синтезах.

Назад вперед

Увага! Попередній перегляд слайдів використовується виключно для ознайомлення та може не давати уявлення про всі можливості презентації. Якщо вас зацікавила дана робота, будь ласка, завантажте повну версію.

Виховує:

Створити умови для морального та естетичного виховання учнів до навколишнього середовища, вміння працювати у парах при самоаналізі контрольних зрізів, тестів.

Розвиваюча:

розвивати вміння працювати в атмосфері пошуку, творчості, дати кожному учню можливість досягти успіху; вміння давати самооцінку діяльності на уроці;

Загальноосвітня:

організувати діяльність учнів на засвоєння:

• знань
: хімічні властивості та способи отримання сірчистого газу та сірчистої кислоти;
• умінь
: записувати рівняння хімічних реакцій, Що характеризують хімічні властивості сірчистої кислоти та її солей в іонному та окисно-відновному вигляді.

Хід уроку

I. Оргмомент.

ІІ. Вивчення нового матеріалу:

1. Будова:

SO 2 (сірчистий газ, оксид сірки (IV)), молекулярна формула

Структурна формула

2. Фізичні властивості

1. Безбарвний газ із різким запахом, отруйний.
2. Добре розчинний у воді (1 V H 2 O розчиняється 40 V SO 2 при н.у.)
3. Тяжче повітря, отруйний.

3. Отримання

1. У промисловості: випалення сульфідів.

FeS 2 + O 2 → Fe 2 O 3 + SO 2

а) Скласти електронний баланс (ОВР).

2. У лабораторних умовах: взаємодія сульфітів із сильними кислотами:

Na 2 SO 3 + 2HCl → 2NaCl + SO 2 + H 2 O

3. При окисленні металів концентрованою сірчаною кислотою:

Cu + H 2 SO 4 (кінець) → CuSO 4 + SO 2 + H 2 O

б) Скласти електронний баланс (ОВР) .

4. Хімічні властивості SO 2

1. Взаємодія із водою

При розчиненні у воді утворюється слабка і нестійка сірчиста кислота H 2 SO 3 (є тільки у водному розчині).

SO 2 + H 2 O ↔ H 2 SO 3

2. Взаємодія з лугами:

Ba(OH) 2 + SO 2 → BaSO 3 ↓(сульфіт барію) + H 2 O

Ba(OH) 2 + 2SO 2 (надлишок) → Ba(HSO 3) 2 (гідросульфіт барію)

3. Взаємодія з основними оксидами(утворюється сіль):

SO 2 + CaO = CaSO 3

4. Реакції окиснення, SO 2 – відновник:

SO 2 + O 2 → SO 3 (каталізатор – V 2 O 5)

в) Скласти електронний баланс (ОВР)

SO 2 + Br 2 + H 2 O → H 2 SO 4 + HBr

г) Скласти електронний баланс (ОВР)

SO 2 + KMnO 4 + H 2 O → K 2 SO 4 + MnSO 4 + H 2 SO 4

д) Скласти електронний баланс (ОВР)

5. Реакції відновлення, SO 2 - окислювач

SO 2 + С → S + С 2 (при нагріванні)

е) Скласти електронний баланс (ОВР)

SO 2 + H 2 S → S + H 2 O

ж) Скласти електронний баланс (ОВР)

5. Хімічні властивості H 2 SO 3

1. Сірчиста кислота дисоціює ступінчасто:

H 2 SO 3 ↔ H + + HSO 3 - (перший ступінь, утворюється гідросульфіт – аніон)

HSO 3 - ↔ H+ + SO 3 2- (другий ступінь, утворюється аніон сульфіт)

H 2 SO 3 утворює два ряди солей:

Середні (сульфіти)

Кислі (гідросульфіти)

2. Розчин сірчистої кислоти H 2 SO 3 має відновлювальні властивості:

H 2 SO 3 + I 2 + H 2 O = H 2 SO 4 + НI

з) Скласти електронний баланс (ОВР)

ІІІ. Самоконтроль.

Здійсніть перетворення за схемою:

S → H 2 S → SO 2 → Na 2 SO 3 → BaSO 3 → SO 2

Рівняння реакцій іонного обміну напишіть у повному та короткому іонному вигляді.

Відповіді для самоперевірки відображаються на екрані.

IV. Рефлексія.

Дайте відповіді на запитання у таблиці “Питання до учня” (Додаток 1).

V. Домашнє завдання(диференційовано)

Зробити завдання, виділені червоним шрифтом:

Рівняння а, в, е, ж - "3"

Рівняння а – е – “4”

Рівняння а – з – “5”

Додаток 1

Запитання до учня

Дата ___________________ Клас ______________________

Постарайся точно згадати те, що чув на уроці та відповідай на поставлені запитання:

Діоксид (двоокис) сірки SO 2 утворюється при спалюванні сірки у повітрі чи кисні. Він виходить також при прожарюванні на повітрі («випалюванні») сульфідів металів, наприклад залізного колчедану:

За цією реакції діоксид сірки отримують зазвичай у промисловості (про інші промислові способи отримання SO 2 см, 9 § 131).

Діоксид сірки – безбарвний газ («сірчистий газ») з різким запахом гарячої сірки. Він досить легко конденсується у безбарвну рідину, що кипить при -10.0°C. При випаровуванні рідкого SO 2 відбувається сильне зниження температури (до -50 ° C).

Діоксид сірки добре розчиняється у воді (близько 40 об'ємів у 1 об'ємі води при 20°C); при цьому частково відбувається реакція з водою і утворюється сірчиста кислота:

Таким чином, діоксид сірки є ангідридом сірчистої кислоти. При нагріванні розчинність SO 2 зменшується і зміщується рівновага зліва; поступово весь діоксид сірки знову виділяється із розчину.

Молекула SO 2 побудована аналогічно молекулі озону. Ядра складових її атомів утворюють рівнобедрений трикутник:

Тут атом сірки, як і центральний атом кисню в молекулі озону, знаходиться в стані sp 2 -гібридизації і кут OSO близький до 120°. Орієнтована перпендикулярно до площини молекули pz -орбіталь атома сірки не бере участь у гібридизації. За рахунок цієї орбіталі та аналогічно орієнтованих pz-орбіталей атомів кисню утворюється трицентровий?-зв'язок; пара електронів, що здійснює її, належить всім трьом атомам молекули.

Діоксид сірки застосовують для отримання сірчаної кислоти, а також (у значно менших кількостях) для біління соломи, вовни, шовку і як дезінфікуючий засіб (для знищення цвілевих грибків у підвалах, льохах, винних бочках, бродильних чанах).

Сірчиста кислота H 2 SO 3 - дуже неміцна сполука. Вона відома лише у водних розчинах. При спробах виділити сірчисту кислоту вона розпадається на SO 2 та воду. Наприклад, при дії концентрованої сірчаної кислоти на сульфіт натрію замість сірчистої кислоти виділяється діоксид сірки:

Розчин сірчистої кислоти необхідно оберігати від доступу повітря, інакше вона, поглинаючи з повітря кисень, повільно окислюється в сірчану кислоту:

Сірчиста кислота - добрий відновник. Наприклад, вільні галогени відновлюються нею галогеноводороди:

Однак при взаємодії з сильними відновниками сірчиста кислота може відігравати роль окислювача. Так, реакція її із сірководнем переважно протікає відповідно до рівняння:

Будучи двоосновною (K 1 ? 2·10 -2 , K 2 = 6.3·10 -8), сірчиста кислота утворює два ряди солей. Середні її солі називаються сульфітами, кислі – гідросульфітами.

Як і кислота, сульфіти та гідросульфіти є відновниками. При їх окисненні виходять солі сірчаної кислоти.

Сульфіти найбільш активних металів при прожарюванні розкладаються з утворенням сульфідів та сульфатів (реакція самоокислення – самовідновлення):

Сульфіти калію та натрію застосовуються для відбілювання деяких матеріалів, у текстильній промисловості при фарбуванні тканин, у фотографії. Розчин Ca(HSO 3)2 (ця сіль існує тільки в розчині) застосовується для переробки деревини в так звану сульфітну целюлозу, з якої потім одержують папір.

ВИЗНАЧЕННЯ

Безводна сірчана кислотаявляє собою важку, в'язку рідину, яка легко змішується з водою в будь-якій пропорції: взаємодія характеризується виключно великим екзотермічним ефектом (~880 кДж/моль при нескінченному розведенні) і може призвести до вибухового закипання та розбризкування суміші, якщо воду додавати до кислоти; тому так важливо завжди використовувати зворотний порядок приготування розчинів і додавати кислоту у воду, повільно і при перемішуванні.

Деякі фізичні властивості сірчаної кислоти наведені у таблиці.

Безводна H 2 SO 4 — чудове з'єднання з надзвичайно високою діелектричною проникністю і дуже високою електропровідністю, яка обумовлена ​​іонною автодисоціацією (автопротолізом) з'єднання, а також естафетним механізмом провідності з перенесенням протона, що забезпечує протікання електричного струмучерез в'язку рідину з більшим числомводневих зв'язків.

Таблиця 1. Фізичні властивості сірчаної кислоти.

Одержання сірчаної кислоти

Сірчана кислота - найважливіший промисловий хімікат і найдешевша з вироблених у великому обсязі кислот у будь-якій країні світу.

Концентровану сірчану кислоту («купоросне масло») спочатку отримували нагріванням «зеленого купоросу» FeSO 4 ×nH 2 O і витрачали в велику кількістьотримання Na 2 SO 4 і NaCl.

У сучасному процесі отримання сірчаної кислоти використовується каталізатор, що складається з оксиду ванадію(V) з добавкою сульфату калію на носії діоксиду кремнію або кизельгуру. Діоксид сірки SO 2 отримують спалюванням чистої сірки або при випалюванні сульфідної руди (насамперед піриту або руд Сі, Ni і Zn) у процесі вилучення цих металів. Потім SO 2 окислюють до триоксиду, а потім шляхом розчинення у воді отримують сірчану 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).

Хімічні властивості сірчаної кислоти

Сірчана кислота – сильна двоосновна кислота. По першому ступені в розчинах невисокої концентрації вона дисоціює практично націло:

H 2 SO 4 ↔H + + HSO 4 - .

Дисоціація по другому ступеню

HSO 4 - ↔H + + SO 4 2-

протікає меншою мірою. Константа дисоціації сірчаної кислоти по другому ступені, виражена через активність іонів, K 2 = 10 -2 .

Як двоосновна кислота, сірчана кислота утворює два ряди солей: середні і кислі. Середні солі сірчаної кислоти називаються сульфатами, а кислі – гідросульфатами.

Сірчана кислота жадібно поглинає пари води і тому часто застосовується для осушення газів. Здібністю поглинати воду пояснюється і обвуглювання багатьох органічних речовин, що особливо відносяться до класу вуглеводів (клітковина, цукор і т.д.), при дії на них концентрованої сірчаної кислоти. Сірчана кислота забирає від вуглеводів водень та кисень, які утворюють воду, а вуглець виділяється у вигляді вугілля.

Концентрована сірчана кислота, особливо гаряча, енергійний окислювач. Вона окислює HI і HBr (але не HCl) до вільних галогенів, вугілля - до CO 2 , сірку - до SO 2 . Зазначені реакції виражаються рівняннями:

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.

Взаємодія сірчаної кислоти з металами протікає по-різному залежно від її концентрації. Розведена сірчана кислота окислює своїм іоном водню. Тому вона взаємодіє тільки з тими металами, які стоять у ряді напруги тільки до водню, наприклад:

Zn+H2SO4=ZnSO4+H2.

Однак свинець не розчиняється в розведеній кислоті, оскільки сіль, що утворюється PbSO 4 нерозчинна.

Концентрована сірчана кислота є окислювачем з допомогою сірки (VI). Вона окислює метали, що стоять у ряді напруги до срібла включно. Продукти її відновлення можуть бути різними залежно від активності металу та умов (концентрація кислоти, температура). При взаємодії з малоактивними металами, наприклад міддю, кислота відновлюється до SO 2:

Cu + 2H 2 SO 4 = CuSO 4 + SO 2 + 2H 2 O.

При взаємодії з активнішими металами продуктами відновлення можуть бути як діоксид, так і вільна сірка і сірководень. Наприклад, при взаємодії з цинком можуть протікати реакції:

Zn+2H2SO4=ZnSO4+SO2+2H2O;

3Zn + 4H 2 SO 4 = 3ZnSO 4 + S↓ + 4H 2 O;

4Zn+5H2SO4=4ZnSO4+H2S+4H2O.

Застосування сірчаної кислоти

Застосування сірчаної кислоти змінюється від країни до країни та від десятиліття до десятиліття. Так, наприклад, у США в даний час головна область споживання H 2 SO 4 - виробництво добрив (70%), за ним слідують хімічне виробництво, металургія, очищення нафти (~5% у кожній області). У Великобританії розподіл споживання по галузях інше: тільки 30% виробленої H 2 SO 4 використовується у виробництві добрив, натомість 18% йде на фарби, пігменти та напівпродукти виробництва барвників, 16% на хімічне виробництво, 12% на отримання мила та миючих засобів, 10% на виробництво натуральних та штучних волокон та 2,5% застосовується в металургії.

Приклади розв'язання задач

ПРИКЛАД 1

Сірчиста кислота здатна реагувати з киснем. При цьому утворюється сірчана кислота. Така реакція протікає дуже довго і можлива лише за порушення правил зберігання. Сірчиста кислота має як окислювальні, так і відновлювальні властивості. З її допомогою можна одержувати галогенні кислоти. Водний розчин при реакції з хлором утворює соляну та сірчану кислоту.

При реакції із сильними відновниками сірчиста кислота грає роль окислювача. Однією з таких речовин є сірководень, газ із дуже неприємним запахом. Взаємодіючи з водним розчиномсірчаної кислоти, він утворює сірку та воду. Солі сірчистої кислоти також мають відновлювальні властивості. Вони діляться на сульфіти та гідросульфіти. При реакціях окислення цих солей утворюється сірчана кислота.

Одержання сірчистої кислоти

Сірчиста кислота утворюється тільки при взаємодії сірчистого газу та води. Потрібно отримати сірчистий газ. Це можна зробити за допомогою міді та сірчаної кислоти. Обережно налийте концентровану сірчану кислоту в пробірку та киньте туди шматочок міді. Нагрійте пробірку спиртовкою.

В результаті нагрівання утворюється мідний купорос(сульфат міді), вода та сірчистий газ, який за допомогою спеціальної трубочки потрібно підвести до колбочки з чистою водою. Таким чином можна отримати сірчисту кислоту.

Пам'ятайте, що сірчистий газ шкідливий для людини. Він викликає поразку дихальних шляхів, втрату апетиту та головну біль. Тривале вдихання може спричинити непритомний стан. Працюючи з ним потрібна обережність.

Застосування сірчистої кислоти

Сірчиста кислота має антисептичні властивості. Її застосовують при знезараженні поверхонь, ферментації зерна. З її допомогою можна деякі речовини, які при взаємодії із сильними окислювачами (наприклад, хлором) розкладаються. До таких речовин належить шерсть, шовк, папір та деякі інші. Її антибактеріальні властивості використовуються для запобігання бродіння вина. Таким чином благородний напій може зберігатися дуже довго, набуваючи благородного смаку і неповторного аромату.

Сірчисту кислоту використовують під час виробництва паперу. Додавання цієї кислоти входить у технологію одержання сульфітної целюлози. Потім її обробляють розчином кальцію гідросульфіту, щоб зв'язати волокна воєдино.