Соли сернистой кислоты. Сернистая кислота и ее соли

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.

В окислительно-восстановительных процессах сернистый газ может быть как окислителем, так и восстановителем, потому что атом в этом соединении имеет промежуточную степень окисления +4.

Как окислитель SO 2 реагирует с более сильными восстановителями, например с :

SO 2 + 2H 2 S = 3S↓ + 2H 2 O

Как восстановитель SO 2 реагирует с более сильными окислителями, например с в присутствии катализатора, с и т.д.:

2SO 2 + O 2 = 2SO 3

SO 2 + Cl 2 + 2H 2 O = H 2 SO 3 + 2HCl

Получение

1) Сернистый газ образуется при горении серы:

2) В промышленности его получают при обжиге пирита:

3) В лаборатории сернистый газ можно получить:

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

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 SO 2 идет на получение серной кислоты.

Оксид серы (VI ) – SO 3 (серный ангидрид)

Серный ангидрид SO 3 – это бесцветная жидкость, которая при температуре ниже 17 о С превращается в белую кристаллическую массу. Очень хорошо поглощает влагу (гигроскопичен).

Химические свойства

Кислотно-основные свойства

Как типичный кислотный оксид серный ангидрид взаимодействует:

SO 3 + CaO = CaSO 4

в) с водой:

SO 3 + H 2 O = H 2 SO 4

Особым свойством SO 3 является его способность хорошо растворяться в серной кислоте. Раствор SO 3 в серной кислоте имеет название олеум.

Образование олеума: H 2 SO 4 + n SO 3 = H 2 SO 4 ∙ n SO 3

Окислительно-восстановительные свойства

Оксид серы (VI) характеризуется сильными окислительными свойствами (обычно восстанавливается до SO 2):

3SO 3 + H 2 S = 4SO 2 + H 2 O

Получение и применение

Серный ангидрид образуется при окислении сернистого газа:

2SO 2 + O 2 = 2SO 3

В чистом виде серный ангидрид практического значения не имеет. Он получается как промежуточный продукт при производстве серной кислоты.

H 2 SO 4

Упоминания о серной кислоте впервые встречаются у арабских и европейских алхимиков. Ее получали, прокаливая на воздухе железный купорос (FeSO 4 ∙7H 2 O): 2FeSO 4 = Fe 2 O 3 + SO 3 + SO 2 либо смесь с : 6KNO 3 + 5S = 3K 2 SO 4 + 2SO 3 + 3N 2 , а выделяющиеся пары серного ангидрида конденсировали. Поглощая влагу, они превращались в олеум. В зависимости от способа приготовления H 2 SO 4 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 ). 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 – 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 H 2 SO 4 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:

H 2 SO 4 + NaOH = Na 2 SO 4 + 2H 2 O

H 2 SO 4 + BaCl 2 = BaSO 4 ↓ + 2HCl

Процесс взаимодействия ионов Ва 2+ с сульфат-ионами SO 4 2+ приводит к образованию белого нерастворимого осадка BaSO 4 . Это качественная реакция на сульфат-ион .

Окислительно – восстановительные свойства

В разбавленной H 2 SO 4 окислителями являются ионы Н + , а в концентрированной – сульфат-ионы SO 4 2+ . Ионы SO 4 2+ 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 :

Zn + H 2 SO 4 = ZnSO 4 + H 2

Металлы, которые в электрохимическом ряду напряжений находятся после водорода, не реагируют с разбавленной серной кислотой:

Cu + H 2 SO 4 ≠

Концентрированная серная кислота является сильным окислителем, особенно при нагревании. Она окисляет многие , 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 – SO 2 .

Более активными металлами (Zn, Al, Mg) концентрированная серная кислота может восстанавливаться до свободной . Например, при взаимодействии серной кислоты с , в зависимости от концентрации кислоты одновременно могут образовываться различные продукты восстановления серной кислоты – SO 2 , S, H 2 S:

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

На холоде концентрированная серная кислота пассивирует некоторые металлы, например и , поэтому ее перевозят в железных цистернах:

Fe + H 2 SO 4 ≠

Концентрированная серная кислота окисляет некоторые неметаллы ( , и др.), восстанавливаясь до оксида серы (IV) SO 2:

S + 2H 2 SO 4 = 3SO 2 + 2H 2 O

C + 2H 2 SO 4 = 2SO 2 + CO 2 + 2H 2 O

Получение и применение

В промышленности серную кислоту получают контактным способом. Процесс получения происходит в три стадии:

1. Получение SO 2 путем обжига пирита:

4FeS 2 + 11O 2 = 2Fe 2 O 3 + 8SO 2

1. Окисление SO 2 в SO 3 в присутствии катализатора – оксида ванадия (V):

2SO 2 + O 2 = 2SO 3

1. Растворение SO 3 в серной кислоте:

H 2 SO 4 + n SO 3 = H 2 SO 4 ∙ n SO 3

Полученный олеум перевозят в железных цистернах. Из олеума получают серную кислоту нужной концентрации, приливая его в воду. Это можно выразить схемой:

H 2 SO 4 ∙ n SO 3 + H 2 O = H 2 SO 4

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

Большинство сульфатов хорошо растворимы в воде (малорастворим CaSO 4 , еще менее PbSO 4 и практически нерастворим BaSO 4). Некоторые сульфаты, содержащие кристаллизационную воду, называются купоросами:

CuSO 4 ∙ 5H 2 O медный купорос

FeSO 4 ∙ 7H 2 O железный купорос

Соли серной кислоты имеют все . Особенным является их отношение к нагреванию.

Сульфаты активных металлов ( , ) не разлагаются даже при 1000 о С, а других (Cu, Al, Fe) – распадаются при небольшом нагревании на оксид металла и SO 3:

CuSO 4 = CuO + SO 3

Скачать:

Скачать бесплатно реферат на тему: «Производство серной кислоты контактным способом»

Скачать рефераты по другим темам можно

*на изображении записи фотография медного купороса

Оксид серы (IV) хорошо растворим в воде (в 1 объеме воды при 200С растворяется 40 объемов SО2). При этом образуется существующая только в водном растворе сернистая кислота:

SO2+ Н2О = Н2SO3

Реакция соединения SO2с водой обратимая. В водном растворе оксид серы (IV) и сернистая кислота находятся в химическом равновесии, которое можно смещать. При связыванииН2SO3щелочью (нейтрализация кислоты) реакция протекает в сторону образования сернистой кислоты; при удаленииSO2(продувание через раствор азота или нагревание) реакция протекает в сторону исходных веществ. В растворе сернистой кислоты всегда имеется оксид серы (IV), который придает ему резкий запах.

Сернистая кислота обладает всеми свойствами кислот. В растворе Н2SO3диссоциирует ступенчато:

Н2SО3 H+ + HSO4 –

HSO3 -H++ SO3 2-

Как двухосновная кислота она образует два ряда солей - сульфиты и гидросульфиты. Сульфиты образуются при полной нейтрализации кислоты щелочью:

Н2SO3 + 2NаОН =NаHSО4+ 2Н2О

Гидросульфиты получаются при недостатке щелочи (по сравнению с количеством, необходимым для полной нейтрализации кислоты):

Н2SO3+NаОН = NаНSO3+ Н2О

Как и оксид серы (IV), сернистая кислота и ее соли являются сильны­ми восстановителями. При этом степень окисления серы возрастает. Так, Н2SО3легко окисляется в серную кислоту даже кислородом воздуха:

2Н2SO3+O2= 2Н2SO4

Поэтому долго хранившиеся растворы сернистой кислоты всегда со­держат серную кислоту.

Еще легче протекает окисление сернистой кислоты бромом и перманганатом калия:

Н2SО3+ Вr2+ Н2О = Н2SO4 + 2НВr

5Н2S03+ 2КмnО4= 2Н2SO4+ 2МnSO4+ К2SО4+ 2Н2О

Оксид серы (IV) и сернистая кислота обесцвечивают многие краси­тели, образуя с ними бесцветные соединения. Последние могут снова разлагаться при нагревании или на свету, в результате чего окраска восстанавливается. Следовательно, белящее действиеSO2 иН2SO4отличается от белящего действия хлора. Обычно оксидом серы (IV) белят шерсть, шелк и солому (хлорной водой эти материалы разруша­ются).

Важное применение находит раствор гидросульфита кальция Ca(HSO3)2(сульфитный щелок), которым обрабатывают волокна древесины и бумажную массу.

Сероводород и сульфиды

Сероводород Н2S - бесцветный газ с запахом тухлых яиц. Он хоро­шо растворим в воде (при 20 °C в 1 объеме воды растворяется 2,5 объема сероводорода). Раствор сероводорода в воде называется сероводородной водой или сероводородной кислотой (она обнаруживает свойства слабой кислоты).

Сероводород - очень ядовитый газ, поражаю­щий нервную систему. Поэтому работать с ним надо в вытяжных шка­фах или с герметически закрывающимися приборами. Допустимое содержание Н2Sв производственных помещениях составляет 0,01 мг в 1 л воздуха.

Сероводород встречается в природе в вул­канических газах и в водах некоторых минеральных источников, на­пример Пятигорска; Мацесты. Он образуется при гниении серосодержащих органических веществ различных растительных и животных остатков. Этим объясняется характерный неприятный запах сточных вод, выгребных ям и свалок мусора.

Сероводород может быть получен непосредственным соединением серы с водородом при нагревании:

Но обычно его получают действием разбавленной соляной или серной кислоты на сульфид железа (II):

2НСl + FеS = FеСl2+ Н2S

Эту реакцию часто проводят в аппарате Киппа.

Н2S- менее прочное соединение, чем вода. Это обусловлено большим размером атома серы по сравнению с атомом кислорода. Поэтому связь Н-0 короче и прочнее связи Н-S. При сильном нагревании сероводород почти полностью разлагается на серу и водород:

Газообразный Н2Sгорит на воздухе голубым пламенем с образованием оксида серы (IV) и воды:

2Н2S+ 3O2= 2SO2+ 2Н2О

При недостатке кислорода образуются сера и вода:

2Н2S+O2= 2S+ 2Н2О

Этой реакцией пользуются для получения серы из сероводорода в промышленном масштабе.

Сероводород - довольно сильный восстановитель. Это его важное химическое свойство можно объяснить так. В растворе Н2Sсравнитель­но легко отдает электроны молекулам кислорода воздуха:

Н2S - 2е- = S + 2H + 2

O2 + 4е- = 2O 2- 1

В этом случае Н2Sокисляется кислородом воздуха до серы, которая делает сероводородную воду мутной. Суммарное уравнение реакции:

2Н2S + O2 = 2S + 2Н2O

Этим объясняется и тот факт, что сероводород не накапливается в очень больших количествах в природе при гниении органических веществ - кислород воздуха окисляет его в свободную серу.

Энергично реагирует сероводород с растворами галогенов. Напри­мер:

Н2S + I2 = 2HI + S

Происходит выделение серы и обесцвечивание раствора йода.

Сероводородная кислота как двухосновная образует два ряда солей - средние (сульфиды) и кислые (гидросульфиды). Например, Nа2S - сульфид натрия,NаНS- гидросульфид натрия. Гидросульфиды почти все хорошо растворимы в воде. Сульфиды щелочных и щелочно-земельных металлов также растворимы в воде, а остальных металлов практически нерастворимы или мало растворимы; некоторые из них не растворяются и в разбавленных кислотах. Поэтому такие сульфиды можно легко получить, пропуская сероводород через соли соответствующего металла, например:

СuSO4 + Н2S = CuS + H2SO4

Некоторые сульфиды имеют характерную окраску: CuSиРbS - черную,СdS- желтую,ZnS- белую,MnS- розовую,SnS- коричне­вую,Sb2S3- оранжевую и т. д. На различной растворимости сульфи­дов и различной окраске многих из них основан качественный анализ катионов.

БИЛЕТ №39

Серная кислота. Получение. Физические и химические свойства. Значение серной кислоты.

Се́рная кислота́ H2SO4 - сильная двухосновная кислота, отвечающая высшей степени окисления серы (+6). При обычных условиях концентрированная серная кислота - тяжёлая маслянистая жидкость без цвета и запаха, с кислым «медным» вкусом. В технике серной кислотой называют её смеси как с водой, так и с серным ангидридом SO3. Если молярное отношение SO3: H2O < 1, то это водный раствор серной кислоты, если > 1 - раствор SO3 в серной кислоте (олеум).

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

2. Физические свойства

1. Бесцветный газ с резким запахом, ядовит.
2. Хорошо растворим в воде (в 1 V H 2 O растворяется 40 V SO 2 при н.у.)
3. 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:

СЕРНИСТАЯ КИСЛОТА - H2SO3, слабая двухосновная кислота. В свободном виде не выделена, существует в водных растворах. Соли сернистой кислоты сульфиты … Большой Энциклопедический словарь

СЕРНИСТАЯ КИСЛОТА - (H2SO3) слабая двухосновная кислота. Существует лишь в водных растворах. Соли С. к. сульфиты. Применяют в целлюлозно бумажной и пищевой промышленности. См. также Кислоты и ангидриды … Российская энциклопедия по охране труда

сернистая кислота - — [А.С.Гольдберг. Англо русский энергетический словарь. 2006 г.] Тематики энергетика в целом EN sulfurous acid … Справочник технического переводчика

сернистая кислота - Н2SO3, слабая двухосновная кислота. В свободном виде не выделена, существует в водных растворах. Соли серной кислоты сульфиты. * * * СЕРНИСТАЯ КИСЛОТА СЕРНИСТАЯ КИСЛОТА, H2SO3, слабая двухосновная кислота. В свободном виде не выделена,… … Энциклопедический словарь

сернистая кислота - sulfito rūgštis statusas T sritis chemija formulė H₂SO₃ atitikmenys: angl. sulfurous acid rus. сернистая кислота ryšiai: sinonimas – vandenilio trioksosulfatas (2–) … Chemijos terminų aiškinamasis žodynas

Сернистая кислота - H2SO3, слабая двухосновная кислота, отвечающая степени окисления серы +4. Известна только в разбавленных водных растворах. Константы диссоциации: K1 = 1,6 · 10 2, K2 = 1,0 · 10 7 (18°C). Даёт два ряда солей: нормальные Сульфиты и кислые… … Большая советская энциклопедия

СЕРНИСТАЯ КИСЛОТА - H2SO3, слабая двухосновная кислота. В свободном виде не выделена, существует в вод. р рах. Соли С. к. сульфиты … Естествознание. Энциклопедический словарь

Сернистая кислота - см. Сера … Энциклопедический словарь Ф.А. Брокгауза и И.А. Ефрона

Главная » Преступления » Соли сернистой кислоты. Сернистая кислота и ее соли