Діоксид сірки одержання в лабораторії. Сірки діоксид (сірки двоокис, сірчистий ангідрид)
Емпірична формула. . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . .SО2
Молекулярна вага, кг/кмоль. . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 64,06
Агрегатний стан. . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . газоподібне
Зовнішній вигляд. . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . безбарвний газ
Запах. . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . .характерний, різкий запах
Використання: виробництво сірчаної кислоти. Завдяки великій теплоті випаровування, а також легкої конденсації рідкий SO2 застосовують у холодильній техніці. Будучи сильним відновником у водних розчинах, SO2 знебарвлює багато органічних барвників, що використовується при відбілюванні соломи, вовни, шовку, кукурудзяного борошната цукру. Рідкий SO2 застосовують також у целюлозній промисловості, у деяких органічних виробництвах як консервуючу речовину (наприклад, при зберіганні та перевезенні фруктів та ягід).
ФІЗИКО-ХІМІЧНІ ВЛАСТИВОСТІ
Щільність при 20 ° С та тиску 101,3 кПа, кг/м3. . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 2,926
Температура кипіння за тиску 101,3 кПа, °С. . . . . . . . . . . . мінус 10,01
Температура плавлення за тиску 101,3 кПа, °С. . . . . . . . . . .мінус 85,5
Критична температура, °З. . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 157,2
Критичний тиск, МПа. . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 7,87
Теплота освіти, ккал/моль. . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . мінус 70,96
Питома теплоємність газу, кал/(м). . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 0,145
Теплопровідність при 0°С, кал/(см?сград). . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 0,0195
:* т - тверда речовина;
Розчинність у воді за 25 °С. . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . .добре розчинний
Реакційна здатність: розчинний у етиловому спирті, сірчаній кислоті. З водними розчинами лугів реагує з утворенням солей сірчистої кислоти – сульфітів та бісульфітів. Абсолютно сухий діоксид сірки за нормальної температури не реагує з киснем, воднем, галогенами, сірководнем. За високих температур на каталізаторі воднем відновлюється до сірководню, окисом вуглецю – до сірки. Вологий діоксид сірки взаємодіє із сірководнем при звичайній температурі з утворенням сірки. Різні окислювачі окислюють до триоксиду сірки чи сірчаної кислоти. З газоподібним аміаком у присутності водяної пари реагує з утворенням сульфіту амонію, а в присутності води – амідосульфінової кислоти. З діоксидом сірки реагують у водних розчинах органічні аміни, утворюючи сульфіти відповідних органічних основ, а безводному вигляді – складні ефіри амідосульфінової кислоти.
САНІТАРНО-ГІГІЄНІЧНІ ХАРАКТЕРИСТИКИ
Реєстраційний номер за CAS . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . .7446-09-5
Клас небезпеки у повітрі робочої зони. . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . .3
ПДКм.р. у повітрі робочої зони, мг/м3. . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 10
Код речовини, що забруднює атмосферне повітря. . . . . . . . . . . . . . . . . 0330
Клас небезпеки в атмосферному повітрі. . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . .3
ПДКм.р./с.с. в атмосферному повітрі, мг/м3. . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 0,5/0,05
Вплив на людей: викликає роздратування дихальних шляхів, спазм бронхів, погіршується нюх, знижується смакове сприйняття, можливі опіки шкіри очей.
Заходи першої допомоги постраждалим від впливу речовини: винести на свіже повітря, звільнити від одягу, що стискає. Інгаляції киснем. Тепло на ділянці шиї. При утрудненні дихання через ніс – ефедрин. Надалі – відхаркувальні; пити тепле молоко з содою, олією та медом.
Запобіжні заходи: недопущення утворення та виділення діоксиду сірки в повітря робочої зони; проведення заходів щодо очищення вентиляційних викидів, що містять діоксид сірки.
Засоби захисту: промисловий протигаз, що фільтрує, з фільтром. Захист очей та шкіри.
ПОЖЕЖУЗРИВОНЕБЕЗПЕЧНІ ВЛАСТИВОСТІ
Група горючості: . . . . . . . . . . . . . . . .негорюча, непожаронебезпечна речовина
Ще по темі СЕРИ ДІОКСИД (СІРИ ДВОКИСЬ, СЕРНИСТИЙ АНГІДРИД):
- СІРОВОДОРОД (ВОДОРОДУ ДИСУЛЬФІД, СЕРНИСТИЙ ВОДОРОД, ДИГІДРОСУЛЬФІД)
- Миш'як та його сполуки (миш'яковистий ангідрид, миш'яковиста кислота та її солі, миш'яковистий водень, осарсол)
4.doc
Сірка. Сірководень, сульфіди, гідросульфіди. Оксиди сірки (IV) та (VI). Сірчиста та сірчана кислоти та їх солі. Ефіри сірчаної кислоти. Тіосульфат натрію
4.1. Сірка
Сірка - один з небагатьох хімічних елементів, якими вже кілька тисячоліть користується людина. Вона широко поширена в природі і зустрічається як у вільному стані (самородна сірка), так а в з'єднаннях. Мінерали, що містять сірку, можна розділити на дві групи - сульфіди (колчеда-ни, блиски, обманки) та сульфати. Самородна сірка у великій кількості зустрічається в Італії (острів Сицилія) та США. У СНД родовища самородної сірки є у Поволжі, державах Середню Азію, Криму та інших районах.
До мінералів першої групи відносяться свинцевий блиск PbS, мідний блиск Cu 2 S, срібний блиск - Ag 2 S, цинкова обманка - ZnS, кадмієва обманка - CdS, пірит або залізний кіль - FeS 2 , халькопірит - CuFeS 2 - HgS.
До мінералів другої групи можна віднести гіпс CaSO 4 2Н 2 О, мірабіліт (глауберова сіль) - Na 2 SO 4 10Н 2 O, кі-зерит - MgSO 4 Н 2 О.
Сірка міститься в організмах тварин та рослин, оскільки входить до складу білкових молекул. Органічні сполуки сірки містяться у нафті.
Отримання
1. При отриманні сірки з природних сполук, наприклад, із сірчаного колчедану, його нагрівають до високих температур. Сер-ний колчедан розкладається з утворенням сульфіду заліза (II) та сірки:
2. Сірку можна отримати окисленням сірководню недоліком кисню за реакцією:
2H 2 S+O 2 =2S+2Н 2 O
3. В даний час поширене отримання сірки відновленням вуглецем діоксиду сірки SO 2 - побічного продукту при виплавці металів із сірчистих руд:
SO 2 +С = СО 2 +S
4. Відхідні гази металургійних та коксових печей містять суміш діоксиду сірки та сірководню. Цю суміш пропускають при високій температурінад каталізатором:
H 2 S+SO 2 =2H 2 O+3S
Сірка є твердою крихкою речовиною лимонно-жовтого кольору. У воді практично нерозчинна, але добре розчиняється в сірковуглецю CS 2 аніліну і деяких інших розчинниках.
Погано проводить тепло та електричний струм. Сірка утворює кілька алотропних модифікацій:
1 . ^ Ромбічна сірка (Найстійкіша), кристали мають вигляд октаедрів.
При нагріванні сірки змінюються її колір і в'язкість: спочатку утворюється світло-жовта, а потім у міру підвищення температури вона темніє і робиться настільки в'язкою, що не випливає з пробірки, при подальшому нагріванні в'язкість знову падає, а при 444, 6 °С сірка закипає.
2. ^ Моноклінна сірка - модифікація у вигляді темно-жовтих голчастих кристалів, виходить при повільному охолодженні розплавленої сірки.
3. Пластична сіркаутворюється, якщо нагріту до кипіння сірку вилити в холодну воду. Легко розтягується подібно до гуми (див. рис. 19).
Природна сірка складається із суміші чотирьох стійких ізотопів: 32 16 S, 33 16 S, 34 16 S, 36 16 S.
Атом сірки, маючи незавершений зовнішній енергетичний рівень, може приєднувати два електрони та виявляти ступінь
Окислення -2. Такий ступінь окислення сірка виявляє в поєднанні з металами і воднем (Na 2 S, H 2 S). При віддачі або відтягуванні електронів до атома електронегативного елемента ступінь окислення сірки може бути +2, +4, +6.
На холоді сірка порівняно інертна, але з підвищенням температури її реакційна здатність підвищується. 1. З металами сірка виявляє окисні властивості. При цих реакціях утворюються сульфіди (із золотом, платиною та іридієм не реагує): Fe+S=FeS
2. З воднем при нормальних умовах сірка не взаємодіє, а при 150-200 ° С протікає оборотна реакція:
3. У реакціях з металами і воднем сірка поводиться як типовий окислювач, а при сильних окислювачів виявляє відновлювальні властивості.
S+3F 2 =SF 6 (з йодом не реагує)
4. Горіння сірки в кисні протікає при 280°С, але в повітрі при 360°С. При цьому утворюється суміш SO 2 і SO 3:
S+O 2 =SO 2 2S+3O 2 =2SO 3
5. При нагріванні без доступу повітря сірка безпосередньо поєднується з фосфором, вуглецем, виявляючи окисні властивості:
2Р+3S=P 2 S 3 2S + С = CS 2
6. При взаємодії зі складними речовинами сірка поводиться переважно як відновник:
7. Сірка здатна до реакцій диспропорціонування. Так, при кип'ятінні порошку сірки з лугами утворюються сульфіти та сульфіди:
Застосування
Сірку широко застосовують у промисловості та сільському господарстві. Близько половини її видобутку витрачається для одержання сірчаної кислоти. Використовують сірку для вулканізації каучуку: при цьому каучук перетворюється на гуму.
У вигляді сірчаного кольору (тонкого порошку) сірку застосовують для боротьби з хворобами виноградника та бавовнику. Її вживають для отримання пороху, сірників, складів, що світяться. У медицині готують сірчані мазі на лікування шкірних захворювань.
4.2. Сірководень, сульфіди, гідросульфіди
Сірководень є аналогом води. Його електронна формула
Показує, що в освіті зв'язків Н-S-Hберуть участь два р-електрони зовнішнього рівня атома сірки. Молекула H2S має кутову форму, тому вона полярна.
^ Знаходження у природі
Сірководень зустрічається в природі у вулканічних газах та у водах деяких мінеральних джерел, наприклад П'ятигорська, Мацести. Він утворюється при гниття сірковмісних органічних речовин різних тварин і рослинних залишків. Цим пояснюється характерний неприємний запахстічних вод, вигрібних ям і сміттєзвалищ.
Отримання
1. Сірководень може бути отриманий безпосереднім з'єднанням сірки з воднем при нагріванні:
2. Але зазвичай його отримують дією розведеної соляної або сірчаної кислоти на сульфід заліза (III):
2HCl+FeS=FeCl 2 +H 2 S 2H + +FeS=Fe 2+ +H 2 S Цю реакцію часто проводять в апараті Кіппа.
^ Фізичні властивості
У звичайних умовах сірководень - безбарвний газ із сильним характерним запахом тухлих яєць. Дуже отруйний, при вдиханні зв'язується з гемоглобіном, викликаючи параліч, що нерід-
До призводить до смертельного результату. У малих концентраціях менш небезпечний. Працювати з ним треба у витяжних шафах або з приладами, що герметично закриваються. Допустиме вміст H 2 S у виробничих приміщеннях становить 0,01 мг в 1 л повітря.
Сірководень порівняно добре розчинний у воді (при 20°С в 1 об'ємі води розчиняється 2,5 об'єму сірководню).
Розчин сірководню у воді називається сірководневою водою або сірководневою кислотою (вона виявляє властивості слабкої кислоти).
^ Хімічні властивості
1, При сильному нагріванні сірководень майже повністю розкладається з утворенням сірки та водню.
2. Газоподібний сірководень горить на повітрі блакитним полум'ям з утворенням оксиду сірки (IV) та води:
2H 2 S+3O 2 =2SO 2 +2Н 2 Про
При нестачі кисню утворюється сірка та вода: 2H 2 S+О 2 =2S+2Н 2 O
3. Сірководень – досить сильний відновник. Це його важливе хімічне властивість можна пояснити так. У розчині H 2 S порівняно легко віддає електрони молекулам кисню повітря:
При цьому кисень повітря окислює сірководень до сірки, яка робить сірководневу воду каламутною:
2H 2 S+O 2 =2S+2H 2 O
Цим пояснюється і те, що сірководень не накопичується в дуже великих кількостях у природі при гнитті органічних речовин - кисень повітря окислює його у вільну сірку.
4, Сірководень енергійно реагує з розчинами галогенів, наприклад:
H 2 S+I 2 =2HI+S Відбувається виділення сірки та знебарвлення розчину йоду.
5. Різні окислювачі енергійно реагують із сірководнем: при дії азотної кислоти утворюється вільна сірка.
6. Розчин сірководню має кислу реакцію через дисоціацію:
H 2 SН + +HS - HS - H + +S -2
Зазвичай переважає перший щабель. Він є дуже слабкою кислотою: слабшою за вугільну, яка зазвичай витісняє H 2 S з сульфідів.
Сульфіди та гідросульфіди
Сірководнева кислота, як двоосновна, утворює два ряди солей:
Середні – сульфіди (Na 2 S);
Кислі – гідросульфіди (NaHS).
Ці солі можуть бути отримані: - взаємодією гідроксидів із сірководнем: 2NaOH+H 2 S=Na 2 S+2Н 2 Про
Безпосередньою взаємодією сірки з металами:
Обмінною реакцією солей з H 2 S або між солями:
Pb(NO 3) 2 +Na 2 S=PbS+2NaNO 3
CuSO 4 +H 2 S=CuS+H 2 SO 4 Cu 2+ +H 2 S=CuS+2H +
Гідросульфіди майже всі добре розчиняються у воді.
Сульфіди лужних та лужноземельних металівтакож легко розчиняються у воді, безбарвні.
Сульфіди важких металів практично нерозчинні або малорозчинні у воді (FeS, MnS, ZnS); деякі з них не розчиняються і у розведених кислотах (CuS, PbS, HgS).
Як солі слабкої кислоти, сульфіди у водних розчинах сильно гідролізовані. Наприклад, сульфіди лужних металів при розчиненні у воді мають лужну реакцію:
Na 2 S+НОНNaHS+NaOH
Усі сульфіди, як і сам сірководень, є енергійними відновниками:
3PbS -2 +8HN +5 O 3(розб.) = 3PbS +6 O 4 +4Н 2 O+8N +2 O
Деякі сульфіди мають характерне забарвлення: CuS і PbS - чорне, CdS - жовте, ZnS - біле, MnS - рожеве, SnS - коричневе, Al 2 S 3 - помаранчеве. На різній розчинності сульфідів і різному забарвленні багатьох з них заснований якісний аналіз катіонів.
^ 4.3. Оксид сірки (IV) та сірчиста кислота
Оксид сірки (IV), або сірчистий газ, за звичайних умов безбарвний газ із різким задушливим запахом. При охолодженні до -10 ° С зріджується в безбарвну рідину.
Отримання
1. У лабораторних умовах оксид сірки (IV) одержують із солей сірчистої кислоти дією на них сильними кислотами:
Na 2 SO 3 +H 2 SO 4 =Na 2 SO 4 +S0 2 +H 2 O 2NaHSO 3 +H 2 SO 4 =Na 2 SO 4 +2SO 2 +2H 2 O 2HSO - 3 +2H + =2SO 2 +2H 2 O
2. Також сірчистий газ утворюється при взаємодії концентрованої сірчаної кислоти при нагріванні з малоактивними металами:
Cu+2H 2 SO 4 =CuSO 4 +SO 2 +2Н 2 Про
Cu+4Н + +2SO 2- 4 =Cu 2+ + SO 2- 4 +SO 2 +2H 2 O
3. Оксид сірки (IV) утворюється також при спалюванні сірки у повітрі чи кисні:
4. У промислових умовах SO 2 отримують при випалюванні піриту FeS 2 або сірчистих руд кольорових металів (цинкової обманки ZnS, свинцевого блиску PbS та ін.):
4FeS 2 +11О 2 =2Fe 2 O 3 +8SO 2
Структурна формула молекули SO 2:
В освіті зв'язків у молекулі SO 2 беруть участь чотири електрони сірки і чотири електрони від двох атомів кисню. Взаємне відштовхування зв'язувальних електронних пар та неподіленої електронної пари сірки надає молекулі кутову форму.
Хімічні властивості
1. Оксид сірки (IV) виявляє всі властивості кислотних оксидів:
Взаємодія з водою,
Взаємодія з лугами,
Взаємодія із основними оксидами.
2. Для оксиду сірки (IV) характерні відновлювальні властивості:
S +4 O 2 +O 0 2 2S +6 O -2 3 (у присутності каталізатора, при нагріванні)
Але в присутності сильних відновників SO 2 поводиться як окислювач:
Окисно-відновна двоїстість оксиду сірки (IV) пояснюється тим, що сірка має в ньому ступінь окислення +4, і тому вона може, віддаючи 2 електрони, окислюватися до S +6, а приймаючи 4 електрони, відновлюватися до S°. Прояв цих чи інших властивостей залежить від природи реагуючого компонента.
Оксид сірки (IV) добре розчинний у воді (в 1 об'ємі при 20°З розчиняється 40 об'ємів SO 2). При цьому утворюється існуюча тільки у водному розчині сірчиста кислота:
SO 2 +Н 2 ОH 2 SO 3
Реакція оборотна. У водному розчині оксид сірки (IV) і сірчиста кислота знаходяться в хімічній рівновазі, яку можна зміщувати. При зв'язуванні H 2 SO 3 (нейтралізація кисло-
Ти) реакція протікає у бік утворення сірчистої кислоти; при видаленні SO 2 (продування через розчин азоту або нагрівання) реакція протікає у бік вихідних речовин. У розчині сірчистої кислоти завжди є оксид сірки (IV), який надає йому різкого запаху.
Сірчиста кислота має всі властивості кислот. У розчині дисоціює ступінчасто:
H 2 SO 3 Н + +HSO - 3 HSO - 3 Н + +SO 2- 3
Термічно нестійка, летюча. Сірчиста кислота, як двоосновна, утворює два типи солей:
Середні – сульфіти (Na 2 SO 3);
Кислі – гідросульфіти (NaHSO 3).
Сульфіти утворюються при повній нейтралізації кислоти лугом:
H 2 SO 3 +2NaOH=Na 2 SO 3 +2Н 2 Про
Гідросульфіти виходять при нестачі лугу:
H 2 SO 3 +NaOH=NaHSO 3 +Н 2 Про
Сірчиста кислота та її солі мають як окислювальні, так і відновлювальні властивості, що визначається природою партнера по реакції.
1. Так, під дією кисню сульфіти окислюються до суль-фатів:
2Na 2 S +4 O 3 +О 0 2 =2Na 2 S +6 O -2 4
Ще легше протікає окислення сірчистої кислоти бромом та перманганатом калію:
5H 2 S +4 O 3 +2KMn +7 O 4 =2H 2 S +6 O 4 +2Mn +2 S +6 O 4 +K 2 S +6 O 4 +3Н 2 O
2. У присутності ж більш енергійних відновників сульфіти виявляють окисні властивості:
З солей сірчистої кислоти розчиняються майже всі гідросульфіти та сульфіти лужних металів.
3. Оскільки H 2 SO 3 є слабкою кислотою, при дії кислот на сульфіти та гідросульфіти відбувається виділення SO 2 . Цей метод зазвичай використовують при отриманні SO 2 у лабораторних умовах:
NaHSO 3 +H 2 SO 4 =Na 2 SO 4 +SO 2 +H 2 O
4. Розчинні у воді сульфіти легко піддаються гідролізу, внаслідок чого в розчині збільшується концентрація OH - -іонів:
Na 2 SO 3 +НОНNaHSO 3 +NaOH
Застосування
Оксид сірки (IV) та сірчиста кислота знебарвлюють багато барвників, утворюючи з ними безбарвні сполуки. Останні можуть знову розкладатися при нагріванні або на світлі, в результаті чого забарвлення відновлюється. Отже, дія, що білить, SO 2 і H 2 SO 3 відрізняється від білить дії хлору. Зазвичай рксидом сірки (IV) білять шерсть, шовк та солому.
Оксид сірки (IV) вбиває багато мікроорганізмів. Тому для знищення пліснявих грибків їм обкурюють сирі підвали, погреби, винні бочки та ін. Використовується також при перевезенні та зберіганні фруктів і ягід. У великих кількостях оксид сірки IV) застосовується для одержання сірчаної кислоти.
Важливе застосування знаходить розчин гідросульфіту кальцію CaHSO 3 (сульфітний луг), яким обробляють деревину та паперову масу.
^ 4.4. Оксид сірки (VI). Сірчана кислота
Оксид сірки (VI) (див. табл. 20) - безбарвна рідина, що твердне при температурі 16,8°С у тверду кристалічну масу. Він дуже поглинає вологу, утворюючи сірчану кислоту: SO 3 +Н 2 O= H 2 SO 4
Таблиця 20. Властивості оксидів сірки
Розчинення оксиди сірки (VI) у воді супроводжується виділенням значної кількості теплоти.
Оксид сірки (VI) дуже добре розчинний в концентрованої сірчаної кислоти. Розчин SO 3 у безводній кислоті називається олеумом. Олеуми можуть містити до 70% SO3.
Отримання
1. Оксид сірки (VI) одержують окисленням сірчистого газу киснем повітря в присутності каталізаторів при температурі 450°С (див. Одержання сірчаної кислоти):
2SO 2 +O 2 =2SO 3
2. Іншим способом окислення SO 2 до SO 3 є використання як окислювач оксиду азоту (IV):
Утворюється оксид азоту (II) при взаємодії з киснем повітря легко і швидко перетворюється на оксид азоту (IV): 2NO+О 2 =2NO 2
Який знову може використовуватися в окисленні SO2. Отже, NO 2 виконує роль переносника кисню. Цей спосіб окиснення SO 2 до SO 3 називається нітрозним. Молекула SO 3 має форму трикутника, у центрі якого
Знаходиться атом сірки:
Така будова обумовлена взаємним відштовхуванням зв'язувальних електронних пар. На їхнє утворення атом сірки надав шість зовнішніх електронів.
Хімічні властивості
1. SO 3 - типовий кислотний оксид.
2. Оксид сірки (VI) має властивості сильного окислювача.
Застосування
Оксид сірки (VI) використовують для виробництва сірчаної кислоти. Найбільше значення має контактний спосіб отримання
Сірчаної кислоти. За цим способом можна отримати H2SO4 будь-якої концентрації, а також олеум. Процес складається із трьох стадій: отримання SO 2 ; окислення SO 2 в SO 3; одержання H 2 SO 4 .
SO 2 отримують випалом піриту FeS 2 у спеціальних печах: 4FeS 2 +11О 2 =2Fe 2 O 3 +8SO 2
Для прискорення випалу пірит попередньо подрібнюють, а для повнішого вигоряння сірки вводять значно більше повітря (кисню), ніж потрібно по реакції. Газ, що виходить із печі випалу, складається з оксиду сірки (IV), кисню, азоту, сполук миш'яку (з домішок у колчедані) та пари води. Він називається випалювальним газом.
Випалювальний газ піддається ретельному очищенню, тому що навіть невеликий вміст сполук миш'яку, а також пилу та вологи отруює каталізатор. Від сполук миш'яку та від пилу газ очищають, пропускаючи його через спеціальні електрофільтри та промивну вежу; волога поглинається концентрованою сірчаною кислотою в сушильній вежі. Очищений газ, що містить кисень, нагрівається в теплообміннику до 450°C і надходить у контактний апарат. Усередині контактного апарату є ґратчасті полиці, заповнені каталізатором.
Раніше в якості каталізатора використовували дрібнороздрібну металеву платину. Згодом вона була замінена сполуками ванадію - оксидом ванадію (V) V 2 O 5 або суль-фатом ванадила VOSO 4 , які дешевше платини і повільніше отруюються.
Реакція окислення SO 2 в SO 3 оборотна:
2SO 2 +О 2 2SO 3
Збільшення вмісту кисню в випалювальному газі підвищує вихід оксиду сірки (VI): при температурі 450 ° С він зазвичай досягає 95% і вище.
Утворився оксид сірки (VI) далі подають методом протитоку в поглинальну вежу, де він поглинається концентрованою сірчаною кислотою. У міру насичення спочатку утворюється безводна сірчана кислота, а потім олеум. Надалі олеум розбавляють до 98%-ної сірчаної кислоти і поставляють споживачам.
Структурна формула сірчаної кислоти:
^ Фізичні властивості
Сірчана кислота - важка безбарвна масляниста рідина, що кристалізується при +10,4°С, майже вдвічі ( =1,83 г/см 3) важче за воду, немає запаху, нелетуча. Вкрай гіг-роскопічна. Поглинає вологу з виділенням великої кількості теплоти, тому воду не можна приливати до концентрованої сірчаної кислоти - відбудеться розбризкування кислоти. Для раз-
Розведення треба сірчану кислоту приливати невеликими порціями до води.
Безводна сірчана кислота розчиняє до 70% оксиду сірки (VI). При нагріванні відщеплює SO 3 до тих пір, поки не утворюється розчин з масовою часткою H 2 SO 4 98,3%. Безводна H2SO4 майже не проводить електричний струм.
^ Хімічні властивості
1. З водою поєднується в будь-яких співвідношеннях і утворює гідрати різного складу:
H 2 SO 4 Н 2 О, H 2 SO 4 2Н 2 О, H 2 SO 4 3Н 2 O, H 2 SO 4 4Н 2 О, H 2 SO 4 6,5 Н 2 O
2. Концентрована сірчана кислота обглинає органічні речовини - цукор, папір, дерево, волокно, забираючи від них елементи води:
З 12 Н 22 Про 11 +H 2 SO 4 =12С+H 2 SO 4 11Н 2 O
Вугілля, що утворилося, частково вступає у взаємодію з кислотою:
На поглинанні води сірчаною кислотою заснована осушення газів.
Як сильна нелетюча кислота H 2 SO 4 витісняє інші кислоти із сухих солей:
NaNO 3 +H 2 SO 4 =NaHSO 4 +HNO 3
Однак якщо додавати, H 2 SO 4 до розчинів солей, то витіснення кислот не відбувається.
H 2 SO 4 - сильна двоосновна кислота: H 2 SO 4 Н + +HSO - 4 HSO - 4 H + +SO 2- 4
Має всі властивості нелетких сильних кислот.
Розведена сірчана кислота характеризується всіма властивостями кислот-неокислювачів. А саме: взаємодіє з метал-лами, які стоять в електрохімічному ряді напруг металів до водню:
Взаємодія з металами відбувається за рахунок відновлення іонів водню.
6. Концентрована сірчана кислота є енергійним окислювачем. При нагріванні окислює більшість металів, у тому числі і стоять в електрохімічному ряду напруг після водню, Не реагує тільки з платиною і золотом. Залежно від активності металу як продукти відновлення можуть бути S -2 , S ° і S +4 .
На холоді концентрована сірчана кислота не взаємодіє з такими сильними металами, як алюміній, залізо, хром. Це пояснюється пасивацією металів. Цю особливість широко використовують при її транспортуванні в залізній тарі.
Однак при нагріванні:
Таким чином, концентрована сірчана кислота взаємодіє з металами за рахунок відновлення атомів кислотоутворювача.
Якісною реакцією на сульфат-іон SO 2- 4 є утворення білого кристалічного осаду BaSO 4 , нерозчинного у воді і кислотах:
SO 2- 4 +Ba +2 BaSO 4
Застосування
Сірчана кислота є найважливішим продуктом основної хімічної промисловості, що займається виробництвом не-
Органічних кислот, лугів, солей, мінеральних добрив та хлору.
За різноманітністю застосування сірчана кислота посідає перше місце серед кислот. Найбільше її витрачається щоб одержати фосфорних і азотних добрив. Будучи нелет-чей, сірчана кислота використовується для отримання інших кис-лот - соляної, фтороводородної, фосфорної та оцтової.
Багато її йде для очищення нафтопродуктів - бензину, керо-сину, мастил - від шкідливих домішок. У машинобудуванні сірчаною кислотою очищають поверхню металу від оксидів перед покриттям (нікелюванням, хромуванням та ін). Сірчану кислоту застосовують у виробництві вибухових речовин, штучних волокон, барвників, пластмас та багатьох інших. Її використовують для заливання акумуляторів.
Важливе значення мають солі сірчаної кислоти.
^ Сульфат натрію Na 2 SO 4 кристалізується з водних розчинів у вигляді гідрату Na 2 SO 4 10Н 2 Про, який називається глауберової сіллю. Застосовується в медицині як проносний. Безводний сульфат натрію застосовують у виробництві соди та скла.
^ Сульфат амонію(NH 4) 2 SO 4 – азотне добриво.
Сульфат калію K 2 SO 4 – калійне добриво.
Сульфат кальцію СаSO 4 зустрічається в природі у вигляді мінера-лу гіпсу CaSO 4 2Н 2 О. При нагріванні до 150°С він втрачає частину води і переходить у гідрат складу 2CaSO 4 H 2 O, званий паленим гіпсом, або алебастром. Алебастр при замішуванні з водою в тістоподібну масу через деякий час знову затвердіває, перетворюючись на CaSO 4 2Н 2 О. Гіпс широко застосовується в будівельній справі (штукатурка).
^ Сульфат магнію MgSO 4 міститься в морській воді, зумовлюючи її гіркий смак. Кристаллогідрат, званий гіркою сіллю, застосовують як проносне.
Купороси- технічна назва кристалогідратів сульфатів металів Fe, Cu, Zn, Ni, Co (зневоднені солі купоросами не є). Мідний купорос CuSO 4 5Н 2 Про - отруйна речовина синього кольору. Його розведеним розчином обприскують рослини і протруюють насіння перед посівом. Залізний купорос FeSO 4 7Н 2 Про - світло-зелена речовина. Застосовують для боротьби зі шкідниками рослин, приготування чорнила, мінеральних фарб тощо. Цинковий купорос ZnSO 4 7Н 2 O використовують у виробництві мінеральних фарб, у ситцедрукуванні, медицині.
^ 4.5. Ефіри сірчаної кислоти. Тіосульфат натрію
До ефірів сірчаної кислоти відносяться діалкілсульфати (RO 2)SO 2 . Це висококиплячі рідини; нижчі розчинні у воді; у присутності лугів утворюють спирт і солі сірчаної кислоти. Нижчі діалкілсульфати - алкілуючі агенти.
Діетилсульфат(C 2 H 5) 2 SO 4 . Температура плавлення -26 ° С, температура кипіння 210 ° С, розчинний у спиртах, нерозчинний у воді. Отримано взаємодією сірчаної кислоти з етанолом. Є етілюючим агентом в органічному синтезі. Проникає через шкіру.
Диметилсульфат(CH 3) 2 SO 4 . Температура плавлення –26,8°С, температура кипіння 188,5°С. Розчинний у спиртах, погано – у воді. Реагує з аміаком без розчинника (з вибухом); сульфує деякі ароматичні сполуки, наприклад ефіри фенолів. Отримують взаємодією 60%-ного олеуму з метанолом при 150°С, є метилюючим агентом в органічному синтезі. Канцероген вражає очі, шкіру, органи дихання.
^ Тіосульфат натрію Na 2 S 2 O 3
Сіль тіосерної кислоти, в якій два атоми сірки мають різні ступені окислення: +6 та -2. Кристалічна речовина, добре розчинна у воді. Випускається у вигляді кристалогідрату Na 2 S 2 O 3 5Н 2 O, в побуті званий гіпосульфітом. Отримують взаємодією сульфіту натрію з сіркою при кип'ятінні:
Na 2 SO 3 +S=Na 2 S 2 O 3
Як і тіосерна кислота, є сильним відновником, Легко окислюється хлором до сірчаної кислоти:
Na 2 S 2 O 3 +4Сl 2 +5Н 2 О=2H 2 SO 4 +2NaCl+6НСl
На цій реакції було засноване застосування натрію тіосульфату для поглинання хлору (у перших протигазах).
Дещо по-іншому відбувається окислення тіосульфату натрію слабкими окислювачами. При цьому утворюються солі тетратіонової кислоти, наприклад:
2Na 2 S 2 O 3 +I 2 =Na 2 S 4 O 6 +2NaI
Тіосульфат натрію є побічним продуктом у виробництві NaHSO 3 , сірчистих барвників, при очищенні промислових газів від сірки. Застосовується видалення слідів хлору після відбілювання тканин, Для вилучення срібла з руд; є фіксажем у фотографії, реактивом в іодометрії, протиотруту при отруєнні сполуками миш'яку, ртуті, протизапальним засобом.
1 слайд
Оксид сірки(IV). Сірчиста кислота. Вчитель хімії МБОУ «Єлховська ЗОШ» Альметьєвського муніципального району Республіки Татарстан Гафарова А.З
2 слайд
Мета уроку: Повторити та закріпити знання учнів про властивості кислотних оксидів та кислот. Розглянути властивості сполуки сірки – сірчистого газу та сірчистої кислоти його солей. Розглянути вплив сірчистого газу на довкілля та здоров'я людини. вміти складати рівняння реакцій у молекулярному вигляді та з точки зору окисно-відновних процесів. Моральне та естетичне виховання учнів до навколишньому середовищі.
3 слайд
Отримання оксидів 1. Горіння речовин (Окислення киснем) а) простих речовин Mg +O2=2MgO S+O2=SO2 б) складних речовин 2H2S+3O2=2H2O+2SO2 2.Розкладання складних речовин а) солей СaCO3=CaO+CO2 б) основ Cu (OH)2=CuO+H2O в) кисневмісних кислот H2SO3=H2O+SO2
4 слайд
1)Сірководень горить на повітрі блакитним полум'ям при цьому утворюється сірчистий газ або оксид сірки(IV) ) SО2 та частково оксид сірки (VI) SO3: S + O2 = SO2 оксид сірки (IV)
5 слайд
Оксид сірки (IV)(Сірчистий газ) молекулярна формула SО2 ступінь окислення сірки (+4). Ковалентний полярний зв'язок Молекулярний кристалічна решітка
6 слайд
Електронний баланс 1) S-2 -6е→ S+4 Відновник O2+4е → 2O -2 Окислювач 2) S0 -4е→ S+4 Відновник O2+4е → 2O -2 Окислювач
7 слайд
Визначення щільності повітрям. Д повітря -? М(Повітря)= 29 г/моль М(H2S)=64г/моль Д повітря = 64:29=2,21 Д повітря =2,21 Висновок: Сірчистий газ важчий за повітря більш ніж удвічі
8 слайд
Одержання сірчистого газу промисловості. спалювання сірки або випалення сульфідів, в основному - піриту: 4FeS2+ 11O2 = 2Fe2O3 + 8SO2 ZnS + O2 = ZnO + SO2
9 слайд
Одержання оксиду сірки (IV) у лабораторних умовах впливом сильних кислот на сульфіти та гідросульфіти. Сірчиста кислота, що утворюється - H2SO3 відразу розкладається на SO2 і H2O: Na2SO3 + H2SO4 = Na2SO4 + H2SO3 Також дією концентрованої сірчаної кислоти на малоактивні метали при нагріванні Cu + 2H2SO4 = CuSO4 + SO2 + 2H2O
10 слайд
Фізичні властивості. Оксид сірки (IV), або сірчистий газ, за нормальних умов являє собою безбарвний газ з характерним різким запахом (запах сірника, що спалахує), більш ніж у 2 рази важчий за повітря, розчиняється у воді. Отруйний. При охолодженні до -10 ° С зріджується в безбарвну рідину. Розчиняється у воді з утворенням сірчистої нестійкої кислоти, розчинність 11,5 г/100 г води при 20 °C, знижується зі зростанням температури. Розчиняється також в етанолі, сірчаній кислоті.
11 слайд
12 слайд
Хімічні властивості кислотних оксидів ХІМІЧНІ ВЛАСТИВОСТІ КИСЛОТНИХ ОКСИДІВ 1. Кислотний оксид + Вода = Кислота (р. з'єднання) СO2 + H2O = H2CO3, SiO2 - не реагує 2. Кислотний оксид + Основа = Сіль + Н2О 2K3PO4 + 3H2O 3. Основний оксид + Кислотний оксид = Сіль (р. з'єднання) CaO + SO2 = CaSO3 4. Менш леткі витісняють летючі їх солей CaCO3 + SiO2 = CaSiO3 +CO2
13 слайд
Хімічні властивості оксиду сірки (IV) 1. Кислотний оксид + Вода = Кислота SO2 + H2O = H2SO3 2. Кислотний оксид + Луга = Сіль + Н2О SO2 + 2KOH = K2SO3 + H2O SO2 + 2OH - = SO3 2- + H2 оксид + Кислотний оксид = Сіль CaO + SO2 = CaSO3
14 слайд
Хімічні властивості кислот 1. Змінюють фарбування індикатора. 2.Реагують з металами в ряду активності до H2 (викл. HNO3 -азотна кислота) Ме + КИСЛОТА = СІЛЬ + H2 (р. заміщення) 3. З основними (амфотерними) оксидами МехОу + КИСЛОТА = СІЛЬ + Н2О (р. обміну) 4. Реагують з основами - реакція нейтралізації КИСЛОТА + ПІДСТАВИ = СІЛЬ + H2O (р. обміну) 5. Реагують з солями слабких, летких кислот - якщо утворюється сіль, що випадає в осад або виділяється газ: (р. обміну) Сила кислот убуває в ряду: HI > HClO4 > HBr > HCl > H2SO4 > HNO3 > HMnO4 > H2SO3 > H3PO4 > HF > HNO2 >H2CO3 > H2S > H2SiO3 . Кожна попередня кислота може витіснити із солі наступну 6. Розкладання кисневмісних кислот при нагріванні (викл. H2SO4 ; H3PO4) КИСЛОТА = КИСЛОТНИЙ ОКСИД + ВОДА (р. розкладання)
15 слайд
Рівняння дисоціації сірчистої кислоти. H2SО3 → H+ + HSО3 - HSО3 - ↔ H+ + SО3 2- Це кислота середньої сили, що існує тільки у водних розчинах. Вона дає 2 типи солей: HSО3 - SО3 2- гідросульфіти сульфіти
16 слайд
Якісна реакціяна сульфіти. Взаємодія солі з сильною кислотою, при цьому виділяється газ з різким запахом Na2SO3+H2SO4=Na2SO4+S02 +H2O 2NaHSO3+H2SO4=Na2SO4+2SO2 +2H2O 2HSO3-+2H+=2SO2 +2H2O
17 слайд
Окисні властивості оксиду сірки (IV). 2H2S-2 + S +4O2 → 2H2O + 3S 0 S+4 +4е→ S0 Окислювач S-2 -2е→ S0 Відновник
18 слайд
Відновлювальні властивості оксиду сірки (IV) 2SO2+ O2 = 2SO2 SO2 + Br2 + 2H2O = H2 SO4 + 2HBr 5 SO2 + 2KMn SO4 + 2H2O = 2H2SO4 + 2Mn SO4 + K2 SO4 S+4 - 2е→
19 слайд
Застосування оксиду сірки (ІV). Більшість оксиду сірки (IV) використовується для виробництва сірчаної кислоти. Використовується також як консервант (харчова добавка Е220). Так як цей газ вбиває мікроорганізми, ним обкурюють овочесховища та склади. Оксид сірки (IV) використовується для відбілювання соломи, шовку та вовни, тобто матеріалів, які не можна відбілювати хлором. Застосовується він також і як розчинник у лабораторіях. Оксид сірки (IV) застосовується також для одержання різних солей сірчистої кислоти.
20 слайд
Фізіологічна діяна організм. SO2 дуже токсичний. Симптоми при отруєнні сірчистим газом - нежить, кашель, захриплість, сильне першіння у горлі та своєрідний присмак. При вдиханні сірчистого газу вищої концентрації - ядуха, розлад мови, утруднення ковтання, блювання, можливий гострий набряк легень. При короткочасному вдиханні чинить сильну подразнювальну дію, викликає кашель і першіння в горлі. Цікаво, що чутливість до SO2 дуже різна в окремих людей, тварин і рослин. Так, серед рослин найбільш стійкі по відношенню до сірчистого газу береза та дуб, найменш – троянда, сосна та ялина.
21 слайд
Вплив на атмосферу. Через утворення у великих кількостях як відходи діоксид сірки є одним з основних газів, що забруднюють атмосферу. Найбільшу небезпеку є забруднення сполуками сірки, які викидаються в атмосферу при спалюванні вугільного палива, нафти та природного газу, а також при виплавці металів та виробництві сірчаної кислоти. Антропогенне забруднення сіркою вдвічі перевищує природне. Сірчаний ангідрид утворюється при поступовому окисленні сірчистого ангідриду киснем повітря за участю світла. Кінцевим продуктом реакції є аерозоль сірчаної кислоти у повітрі, розчин у дощовій воді (у хмарах). Випадаючи з опадами, вона підкислює ґрунт, загострює захворювання дихальних шляхів, приховано пригнічує на здоров'я людини. Випадання аерозолю сірчаної кислоти з димових смолоскипів хімічних підприємств частіше відзначається при низькій хмарності та високій вологості повітря. Рослини біля таких підприємств зазвичай густо усіяні дрібними некротичними плямами, що утворилися в місцях осідання крапель сірчаної кислоти, що доводить присутність її в навколишньому середовищі в істотних кількостях. Пірометалургійні підприємства кольорової та чорної металургії, а також ТЕЦ щорічно викидають в атмосферу десятки мільйонів тонн сірчаного ангідриду. Найбільших концентрацій сірчистий газ досягає у північній півкулі, особливо над територією США, Європи, Китаю, європейської частини Росії та України. У південній півкулі вміст його значно нижчий.
22 слайд
§12 стр34 №5 скласти рівняння реакцій в іонному та скороченому іонному вигляді. Дякую за урок. Урок закінчено.
Ступінь окислення +4 для сірки є досить стійкою і проявляється в тетрагалогенідах SHal 4 , оксодигалогенідах SOHal 2 , діоксиді SO 2 і відповідних їм аніонах. Ми познайомимося з властивостями діоксиду сірки та сірчистої кислоти.
1.11.1. Оксид сірки (IV) Будова молекули so2
Будова молекули SO 2 аналогічна до будови молекули озону. Атом сірки перебуває у стані sp 2 -гібридизації, форма розташування орбіталей – правильний трикутник, форма молекули – кутова. На атомі сірки є неподілена електронна пара. Довжина зв'язку S - O дорівнює 0143 нм, валентний кут становить 119,5 °.
Будова відповідає наступним резонансним структурам:
На відміну від озону, кратність зв'язку S – O дорівнює 2, тобто основний внесок робить перша резонансна структура. Молекула відрізняється високою термічною стійкістю.
Фізичні властивості
За звичайних умов діоксид сірки чи сірчистий газ – безбарвний газ із різким задушливим запахом, температура плавлення -75 °С, температура кипіння -10 °С. Добре розчинний у воді, при 20 ° С в 1 об'ємі води розчиняється 40 об'ємів сірчистого газу. Токсичний газ.
Хімічні властивості оксиду сірки (IV)
Сірчистий газ має високу реакційну здатність. Діоксид сірки – кислотний оксид. Він досить добре розчинний у воді з утворенням гідратів. Також він частково взаємодіє з водою, утворюючи слабку сірчисту кислоту, яка не виділена в індивідуальному вигляді:
SO 2 + H 2 O = H 2 SO 3 = H + + HSO 3 - = 2H + + SO 3 2-.
Внаслідок дисоціації утворюються протони, тому розчин має кисле середовище.
При пропущенні газоподібного діоксиду сірки через розчин натрію гідроксиду утворюється сульфіт натрію. Сульфіт натрію реагує з надлишком діоксиду сірки та утворюється гідросульфіт натрію:
2NaOH + SO 2 = Na 2 SO 3 + H 2 O;
Na 2 SO 3 + SO 2 = 2NaHSO 3 .
Для сірчистого газу характерна окислювально-відновна двоїстість, наприклад, він, виявляючи відновлювальні властивості, знебарвлює бромну воду:
SO 2 + Br 2 + 2H 2 O = H 2 SO 4 + 2HBr
та розчин перманганату калію:
5SO 2 + 2KMnO 4 + 2H 2 O = 2KНSO 4 + 2MnSO 4 + H 2 SO 4 .
окислюється киснем у сірчаний ангідрид:
2SO 2 + O 2 = 2SO 3 .
Окисні властивості проявляє при взаємодії з сильними відновниками, наприклад:
SO 2 + 2CO = S + 2CO 2 (при 500 ° С, у присутності Al 2 O 3);
SO 2 + 2H 2 = S + 2H 2 O.
Одержання оксиду сірки (ІV)
Спалювання сірки на повітрі
S + O2 = SO2.
Окислення сульфідів
4FeS 2 + 11O 2 = 2Fe 2 O 3 + 8SO 2 .
Дія сильних кислот на сульфіти металів
Na 2 SO 3 + 2H 2 SO 4 = 2NaHSO 4 + H 2 O + SO 2 .
1.11.2. Сірчиста кислота та її солі
При розчиненні діоксиду сірки у воді утворюється слабка сірчиста кислота, основна маса розчиненого SO 2 знаходиться у вигляді гідратованої форми SO 2 ·H 2 O, при охолодженні також виділяється кристалогідрат, лише невелика частина молекул сірчистої кислоти дисоціює на сульфіт-і гідросульфіт-іони. У вільному стані кислоти не виділено.
Будучи двоосновною, утворює два типи солей: середні – сульфіти та кислі – гідросульфіти. У воді розчиняються лише сульфіти лужних металів та гідросульфіти лужних та лужноземельних металів.