Кислотные свойства оксида серы 4. SO2 – оксид серы (IV), диоксид серы, сернистый газ, сернистый ангидрид

Оксиды серы. Серная кислота

Кислотные свойства оксида серы 4. SO2 - оксид серы (IV), диоксид серы, сернистый газ, сернистый ангидрид

Сера с кислородом образует два оксида: SO2 – оксид серы (IV) и SO3 – оксид серы (VI).

Оксид серы (IV) — SO2 (сернистый газ, сернистый ангидрид)

Сернистый газ – это бесцветный газ с резким запахом, ядовит. Тяжелее воздуха более чем в два раза. Хорошо растворяется в воде. При комнатной температуре в одном объёме воды растворяется около 40 объёмов сернистого газа, при этом образуется сернистая кислота H2SO3.

Химические свойства

Кислотно-основные свойства

Сернистый газ – типичный кислотный оксид. Он взаимодействует:

а) с основаниями, образуя два типа солей: кислые (гидросульфиты) и средние (сульфиты):

SO2 + NaOH = NaHSO3

SO2 + 2NaOH = Na2SO3 + H2O

б) с основными оксидами:

SO2 + CaO = CaSO3

SO2 + K2O = K2SO3

в) с водой:

SO2 + H2O = H2SO3

Сернистая кислота существуют только в растворе, относится к двухосновным кислотам. Сернистая кислота обладает всеми общими свойствами кислот.

Окислительно – восстановительные свойства

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

Как окислитель SO2 реагирует с более сильными восстановителями, например с сероводородом:

SO2 + 2H2S = 3S↓ + 2H2O

Как восстановитель SO2 реагирует с более сильными окислителями, например с кислородом в присутствии катализатора, с хлором и т.д.:

2SO2 + O2 = 2SO3

SO2 + Cl2 + 2H2O = H2SO3 + 2HCl

Получение

1) Сернистый газ образуется при горении серы:

S + O2 = SO2

2) В промышленности его получают при обжиге пирита:

4FeS2 + 11O2 = 2Fe2O3 + 8SO2

3) В лаборатории сернистый газ можно получить:

а) при действии кислот на сульфиты:

Na2SO3 + H2SO4 = Na2SO4 + H2SO3→SO2↑ + H2O

б) при взаимодействии концентрированной серной кислоты с тяжелыми металлами:

Cu + 2H2SO4 = CuSO4 + SO2↑ + 2H2O

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 SO2 идет на получение серной кислоты.

Оксид серы (VI) – SO3 (серный ангидрид)

Серный ангидрид SO3 – это бесцветная жидкость, которая при температуре ниже 17оС превращается в белую кристаллическую массу. Очень хорошо поглощает влагу (гигроскопичен).

Химические свойства

Кислотно-основные свойства

Как типичный кислотный оксид серный ангидрид взаимодействует:

а) с основаниями, образуя два типа солей – кислые (гидросульфиты) и средние (сульфаты):

SO3 + NaOH = NaHSO4

SO3 + 2NaOH = Na2SO4 + H2O

б) с основными оксидами:

SO3 + CaO = CaSO4

в) с водой:

SO3 + H2O = H2SO4

Особым свойством SO3 является его способность хорошо растворяться в серной кислоте. Раствор SO3 в серной кислоте имеет название олеум.

Образование олеума: H2SO4 + nSO3 = H2SO4 ∙ nSO3

Окислительно-восстановительные свойства

Оксид серы (VI) характеризуется сильными окислительными свойствами (обычно восстанавливается до SO2):

3SO3 + H2S = 4SO2 + H2O

Получение и применение

Серный ангидрид образуется при окислении сернистого газа:

2SO2 + O2 = 2SO3

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

Серная кислота H2SO4

Упоминания о серной кислоте впервые встречаются у арабских и европейских алхимиков.

Ее получали, прокаливая на воздухе железный купорос (FeSO4∙7H2O): 2FeSO4 = Fe2O3 + SO3↑ + SO2↑ либо смесь серы с селитрой: 6KNO3 + 5S = 3K2SO4 + 2SO3↑ + 3N2↑, а выделяющиеся пары серного ангидрида конденсировали. Поглощая влагу, они превращались в олеум.

В зависимости от способа приготовления H2SO4 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 NO2). 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

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 H2SO4 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:

а) с основными оксидами:

MgO + H2SO4 = MgSO4 + H2O

б) с основаниями:

H2SO4 + NaOH = Na2SO4 + 2H2O

в) с солями:

H2SO4 + BaCl2 = BaSO4↓ + 2HCl

Процесс взаимодействия ионов Ва2+ с сульфат-ионами SO42+ приводит к образованию белого нерастворимого осадка BaSO4. Это качественная реакция на сульфат-ион.

Окислительно – восстановительные свойства

В разбавленной H2SO4 окислителями являются ионы водорода Н+, а в концентрированной – сульфат-ионы SO42+. Ионы SO42+ 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 водород:

Zn + H2SO4 = ZnSO4 + H2↑

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

Cu + H2SO4 ≠

Концентрированная серная кислота является сильным окислителем, особенно при нагревании. Она окисляет многие металлы, неметаллы 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 – SO2.

Реакция серной кислоты с цинком

Более активными металлами (Zn, Al, Mg) концентрированная серная кислота может восстанавливаться до свободной серы или сероводорода. Например, при взаимодействии серной кислоты с цинком, магнием, алюминием в зависимости от концентрации кислоты одновременно могут образовываться различные продукты восстановления серной кислоты – SO2, S, H2S:

Zn + 2H2SO4 = ZnSO4 + SO2↑ + 2H2O

3Zn + 4H2SO4 = 3ZnSO4 + S↓ + 4H2O

4Zn + 5H2SO4 = 4ZnSO4 + H2S↑ + 4H2O

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

Fe + H2SO4 ≠

Концентрированная серная кислота окисляет некоторые неметаллы (серу, углерод и др.), восстанавливаясь до оксида серы (IV) SO2:

S + 2H2SO4 = 3SO2↑ + 2H2O

C + 2H2SO4 = 2SO2↑ + CO2↑ + 2H2O

Получение и применение

Реакция серной кислоты с сахаром

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

  1. Получение SO2 путем обжига пирита:

4FeS2 + 11O2 = 2Fe2O3 + 8SO2↑

  1. Окисление SO2 в SO3 в присутствии катализатора – оксида ванадия (V):

2SO2 + O2 = 2SO3

  1. Растворение SO3 в серной кислоте:

H2SO4 + nSO3 = H2SO4 ∙ nSO3

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

H2SO4 ∙ nSO3 + H2O = H2SO4

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

Железный купорос

Большинство сульфатов хорошо растворимы в воде (малорастворим CaSO4, еще менее PbSO4 и практически нерастворим BaSO4). Некоторые сульфаты, содержащие кристаллизационную воду, называются купоросами:

CuSO4 ∙ 5H2O              медный купорос

FeSO4 ∙ 7H2O               железный купорос

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

Сульфаты активных металлов (Na, K, Ba) не разлагаются даже при 1000оС, а других (Cu, Al, Fe) – распадаются при небольшом нагревании на оксид металла и SO3:

Na2SO4 ≠

CuSO4 = CuO + SO3

Скачать:

Скачать бесплатно реферат на тему: «Производство серной кислоты контактным способом» Производство-серной-кислоты-контактным-способом.docx (42 Загрузки)

Скачать рефераты по другим темам можно здесь

*на изображении записи фотография медного купороса

Источник: https://al-himik.ru/oksidy-sery-sernaja-kislota/

Сернистый газ влияние на человека. Оксид серы (IV)

Кислотные свойства оксида серы 4. SO2 - оксид серы (IV), диоксид серы, сернистый газ, сернистый ангидрид

В один прекрасный день вы, решив посмотреть телевизор и включив новости, услышали как диктор вещает что-то вроде: “В такой-то области прошел кислотный дождь, после которого концентрация серной кислоты из-за диоксида серы в почве достигла критического уровня”. Слух моментально уловил незнакомое словосочетание – диоксид серы, о котором вам хочется узнать побольше. Сегодня я постараюсь удовлетворить ваш интерес.

Определение

Диоксид серы (формула SO2) обычно является бесцветным газом, имеющим резкий запах.

Название

В разных источниках его могут обозвать оксидом серы (IV), сернистым газом, двуокисью серы или сернистым ангидридом.

Получение

Промышленным путем его получают посредством сжигания серы или обжига сульфидов, из которых наиболее применяемый в этой отрасли – пирит. В лаборатории диоксид серы является продуктом взаимодействия сульфитов и гидросульфитов на сильные кислоты или же малоактивных металлов на серную кислоту.

Свойства

Это кислотный оксид, растворяющийся в воде и образующий при этом сернистую кислоту. А при реакции со щелочью диоксид серы может образовывать сульфиты. Для справки: сульфит является солью сернистой кислоты.

Сернистый ангидрид также известен как вещество с очень большой химической активностью, чаще всего используемое в реакциях в качестве восстановителя. Во время их протекания наблюдается повышение степени окисления серы.

Для проявления окислительных свойств диоксида серы к нему добавляют сильные восстановители.

Применение

С помощью этого вещества производят серную кислоту. В отрасли виноделия диоксид серы известен под именем пищевой добавки E220. Для уничтожения микроорганизмов этим газом окуривают склады и овощехранилища.

Еще им отбеливают солому, шелк и шерсть, т.е. материалы, не предназначенные для отбеливания хлором. В любой лаборатории сернистый ангидрид служит растворителем.

Также с помощью него получат разнообразные соли сернистой кислоты (сульфиты).

Диоксид серы: вред

Является очень токсичным веществом. Отравление диоксидом серы влечет за собой последствия в виде насморка, кашля, охриплости, сильного першения в горле и своеобразного привкуса.

Вдыхание сернистого газа с более высокой концентрацией чревато удушьем, расстройством речи, затруднением глотания, рвотой и острым отёком легких.

Если вдыхать его недолго, то симптомы ограничатся кашлем и першением в горле.

Воздействие на атмосферу

Диоксид серы попадает в атмосферу в основном как отходы производства. Наиболее опасны выбросы сернистого ангидрида, когда выплавляют металлы, производят серную кислоту, а также сжигают угольное топливо, нефть и природный газ.

Загрязнения атмосферы диоксидом серы происходят чаще по вине человека, чем природных процессов. Кислород воздуха вместе со светом окисляют сернистый газ до образования серного ангидрида.

Конечный продукт этого взаимодействия является аэрозолем серной кислоты в атмосфере, раствором в дождевых водах. Когда она выпадет вместе с дождем, то начнет подкислять почву и угнетающе воздействовать на физическое состояние людей.

Основной источник попадания диоксида серы в воздух – это химические и металлургические предприятия, а также теплоэлектроцентрали . Самая большая концентрация сернистого газа наблюдается над США, Европой, Китаем, Украиной и Россией.

Заключение

Диоксид серы может быть как полезным, так и вредным для человека. Всё зависит от обращения с этим веществом. Стоит помнить, что при работе с сернистым газом или вхождении на территорию с высокой его концентрацией всегда необходимо надевать защитные костюмы.

Реферат на тему:

План:

    Введение
  • 1 Получение
  • 2 Химические свойства
  • 3 Применение
  • 4 Физиологическое действие
    • 4.1 Дополнительные сведения о токсичности
  • 5 Воздействие на атмосферу
  • 6 Воздействие на CD-R и DVD±R
  • Примечания

Введение

Окси́д се́ры(IV) (диокси́д се́ры, серни́стый газ, серни́стый ангидри́д) – SO 2 . В нормальных условиях представляет собой бесцветный газ с характерным резким запахом (запах загорающейся спички).

Под давлением сжижается при комнатной температуре. Растворяется в воде с образованием нестойкой сернистой кислоты; растворимость 11,5 г/100 г воды при 20 °C, снижается с ростом температуры. Растворяется также в этаноле, серной кислоте.

SO 2 – один из основных компонентов вулканических газов.

1. Получение

Промышленный способ получения – сжигание серы или обжиг сульфидов, в основном – пирита:

4FeS 2 + 11O 2 → 2Fe 2 O 3 + 8SO 2 + Q.

В лабораторных условиях SO 2 получают воздействием сильных кислот на сульфиты и гидросульфиты:

Na 2 SO 3 + H 2 SO 4 → Na 2 SO 4 + H 2 SO 3 .

Образующаяся сернистая кислота сразу разлагается на SO 2 и H 2 O:

Na 2 SO 3 + H 2 SO 4 → Na 2 SO 4 + H 2 O + SO 2 .

Также можно получить действием концентрированной серной кислоты на малоактивные металлы при нагревании:

2H 2 SO 4 (конц.) + Cu → CuSO 4 + SO 2 + 2H 2 O.

2. Химические свойства

Спектр поглощения SO2 в ультрафиолетовом диапазоне

Относится к кислотным оксидам. Растворяется в воде с образованием сернистой кислоты (при обычных условиях реакция обратима):

SO 2 + H 2 O ↔ H 2 SO 3 .

Со щелочами образует сульфиты:

SO 2 + 2NaOH → Na 2 SO 3 + H 2 O.

Химическая активность SO 2 весьма велика. Наиболее ярко выражены восстановительные свойства SO 2 , степень окисления серы в таких реакциях повышается:

SO 2 + Br 2 + 2H 2 O → H 2 SO 4 + 2HBr,

2SO 2 + O 2 → 2SO 3 (требуется катализатор V 2 O 5 и температура 450°),

5SO 2 + 2KMnO 4 + 2H 2 O → 2H 2 SO 4 + 2MnSO 4 + K 2 SO 4 .

Последняя реакция является качественной реакцией на сульфит-ион SO 3 2− и на SO 2 (обесцвечивание фиолетового раствора).

В присутствии сильных восстановителей SO 2 способен проявлять окислительные свойства. Например, для извлечения серы из отходящих газов металлургической промышленности используют восстановление SO 2 оксидом углерода(II):

SO 2 + 2CO → 2CO 2 + S↓.

Или для получения фосфорноватистой кислоты:

PH 3 + SO 2 → H(PH 2 O 2) + S↓

3. Применение

Большая часть оксида серы (IV) используется для производства серной кислоты. Так как этот газ убивает микроорганизмы, то им окуривают овощехранилища и склады.

На консервных заводах им обрабатывают плоды и фрукты, чтобы предохранить их от загнивания. Оксид серы (IV) используется для отбеливания соломы, шелка и шерсти, т. е. материалов, которые нельзя отбеливать хлором.

Оксид серы (IV) применяется также для получения различных солей сернистой кислоты.

4. Физиологическое действие

SO 2 токсичен. Симптомы при отравлении сернистым газом – насморк, кашель, охриплость, першение в горле. При вдыхании сернистого газа более высокой концентрации – удушье, расстройство речи, затруднение глотания, рвота, возможен острый отёк лёгких.

  • ПДК(предельно допустимая концентрация) максимально-разового воздействия – 0,5 мг/м³

4.1. Дополнительные сведения о токсичности

Интересно, что чувствительность по отношению к SO 2 весьма различна как у людей, так и у растений. Наиболее устойчивы по отношению к сернистому газу берёза и дуб, наименее – сосна и ель. Наименее чувствительными к SO 2 являются розы. При попадании на них сернистого газа они моментально белеют.

5. Воздействие на атмосферу

Наибольшую опасность представляет собой загрязнение соединениями серы, которые выбрасываются в атмосферу при сжигании угольного топлива, нефти и природного газа, а также при выплавке цветных металлов и производстве серной кислоты. Антропогенное загрязнение серой в два раза превосходит природное. Серный ангидрид образуется при окислении сернистого ангидрида.

Конечным продуктом реакции является аэрозоль или раствор серной кислоты в дождевой воде, который подкисляет почву, обостряет заболевания дыхательных путей человека. Выпадение аэрозоля серной кислоты из дымовых факелов химических предприятий отмечается при низкой облачности и высокой влажности воздуха.

Растения около таких предприятий обычно бывают густо усеяны мелкими некротическими пятнами, образовавшихся в местах оседания капель серной кислоты. Пирометаллургические предприятия цветной и чёрной металлургии, а также ТЭС ежегодно выбрасывают в атмосферу десятки миллионов тонн серного ангидрида.

Наибольших концентраций сернистый газ достигает в северном полушарии, особенно над территорией США, зарубежной Европы, европейской части России, Украины. В южном полушарии оно ниже. Основная статья: Кислотный дождь.

6. Воздействие на CD-R и DVD±R

Сернистый ангидрид или диоксид серы применяется, главным образом, в производстве серной кислоты, а также как восстановитель, отбеливатель, консервант, хладагент, антиоксидант. Из-за широкого использования является одним из основных газов, загрязняющих атмосферу.

Большая часть тестов по оценке срока службы оптических дисков выполнены с записываемыми дисками (CD-R, DVD-R, DVD+R). Эти тесты обычно выполнены производителями с категоризацией дисков в зависимости от используемого в них металла и красящего вещества. В отражающем слое CD-R, DVD-R и DVD+R используется золото, серебро или сплав серебра вместо алюминия в ROM дисках.

Золото не подвержено коррозии, но имеет высокую стоимость. Серебро обладает лучшей отражательной способностью и дешевле золота, но восприимчиво к коррозии если подвергнется воздействию сернистого ангидрида, который загрязняет воздух и может проникнуть также как и кислород – с влажностью.

Производители используют различные сплавы серебра, помогающие предотвращать коррозию, и в большинстве доступных на сегодня R-дисков используется сплав серебра в отражающем слое. Вероятность коррозии серебра от воздействия сернистого ангидрида меньше вероятности окисления алюминия, вызванной высокой влажностью.

Несмотря на это, хранение диска в среде с отфильтрованным «чистом воздухом» может снизить или устранить воздействие диоксида серы. При надлежащем хранении, эти диски продержатся дольше технологии по их изготовлению .

Строение молекулы SO2

Строение молекулы SO2 аналогично строению молекулы озона. Атом серы находится в состоянии sp2-гибридизации, форма расположения орбиталей – правильный треугольник, форма молекулы – угловая. На атоме серы имеется неподеленная электронная пара. Длина связи S – O равна 0,143 нм, валентный угол составляет 119,5°.

Строение соответствует следующим резонансным структурам:

В отличие от озона, кратность связи S – O равна 2, то есть основной вклад вносит первая резонансная структура. Молекула отличается высокой термической устойчивостью.

Соединения серы +4 – проявляют окислительно-восстановительную двойственность, но с преобладанием восстановительных свойств.

1. Взаимодействие SO2 c кислородом

2S+4О2 + О 2 S+6О

2. При пропускании SO2 через сероводородную кислоту образуется сера.

S+4О2 + 2Н2S-2 → 3So + 2 Н2О

4 S+4 + 4 → So 1 – окислитель (восстановление)

S-2 – 2 → Sо 2 – восстановитель (окисление)

3. Сернистая кислота медленно окисляется кислородом воздуха в серную кислоту.

2H2S+4O3 + 2О → 2H2S+6O

4 S+4 – 2 → S+6 2 – восстановитель (окисление)

О + 4 → 2О-2 1 – окислитель (восстановление)

Получение:

1) оксида серы (IV) в промышленности:

горение серы:

обжиг пирита:

4FeS2 + 11O2 = 2Fe2O3

в лаборатории:

Na2SO3 + H2SO4 = Na2SO4 + SO2 + H2O

Сернистый газ, предупреждая брожение, облегчает осаждение загрязняющих веществ, обрывков тканей винограда с болезнетворной микрофлорой и позволяет проводить алкогольное брожение на чистых культурах дрожжей с целью увеличения выхода этилового спирта и улучшении состава других продуктов алкогольного брожения.

Роль сернистого газа таким образом не ограничивается антисептирующими действиями, оздоровляющими среду, но и распространяется на улучшение технологических условий брожения и хранения вина.

Эти условия при правильном использовании сернистого газа (ограничение дозировки и времени соприкосновения с воздухом) ведут к повышению качества вин и соков, их аромата, вкуса, а также прозрачности и цвета – свойств, связанных с устойчивостью вина и сока к помутнениям.

Сернистый газ – самый распространенный загрязнитель воздуха. Он выделяется всеми энергетическими установками при сжигании органического топлива.

Сернистый газ может также выделяться предприятиями металлургической промышленности (источник -коксующиеся угли), а также рядом химических производств (например, производство серной кислоты).

Он образуется при разложении содержащих серу аминокислот, входивших в состав белков древних растений, образовавших залежи угля, нефти, горючих сланцев.

Находит применение в промышленности для беления различных продуктов: сукна, шелка, бумажной массы, перьев, соломы, воска, щетины, конского волоса, пищевых продуктов, для дезинфекции фруктов и консервов и т. д. В качестве побочного продукта С. г.

образуется и выделяется в воздух рабочих помещений в ряде производств: серной к-ты, целлюлезы, при обжиге руд, содержащих, сернистые металлы, в травилках на металлозаводах, при производстве стекла, ультрамарина и др., весьма часто С. г.

содержится в воздухе котельных и зольных помещений, где он образуется при сжигании содержащих серу углей.

При растворении в воде образуется слабая и неустойчивая сернистая кислота H2SO3 (существует только в водном растворе)

SO2 + H2O ↔ H2SO3

Сернистая кислота диссоциирует ступенчато:

H2SO3 ↔ H+ + HSO3- (первая ступень, образуется гидросульфит – анион)

HSO3- ↔ H+ + SO32- (вторая ступень, образуется анион сульфит)

H2SO3 образует два ряда солей – средние (сульфиты) и кислые (гидросульфиты).

Качественной реакцией на соли сернистой кислоты является взаимодействие соли с сильной кислотой, при этом выделяется газ SO2 с резким запахом:

Na2SO3 + 2HCl → 2NaCl + SO2 + H2O 2H+ + SO32- → SO2 + H2O

Источник: https://instructive.ru/medicines/sulfur-gas-has-an-effect-on-a-person-sulfur-oxide-iv.html

Разработка.9 класс. Оксиды серы, состав,строение,свойства

Кислотные свойства оксида серы 4. SO2 - оксид серы (IV), диоксид серы, сернистый газ, сернистый ангидрид

Тема3.урок№4: Оксиды серы, состав, строение и свойства.

Мыслящий ум не чувствует себя

счастливым, пока ему не удается

связать воедино разрозненные

факты им наблюдаемые

Д. Хевелси

«Человек образованный – тот, кто знает,

где найти то, чего он не знает»

Георг Зиммель

Человек рождается на свет,

Чтоб творить, дерзать – и не иначе,

Чтоб оставить в жизни добрый след

И решить все трудные задачи.

Человек рождается на свет… Для чего?

Ищите свой ответ.

Задачи урока: Изучить свойства оксидов серы (4 и 6).

Цели урока.

Образовательные

Повторение, углубление и закрепление знаний учащихся о свойствах кислотных оксидов .

Изучение свойств соединениq серы – сернистого и серного газов.йРассмотрение влияние сернистого газа на окружающую среду и здоровье человека.

Развивающие

Практическое применение умения составлять уравнения реакций в молекулярном виде и с точки зрения окислительно-восстановительных процессов.

Воспитательные

Нравственное и эстетическое воспитание учащихся к окружающей среде.

Планируемые результаты обучения: Знать свойства оксидов серы 4 и 6. Уметь составлять

уравнения реакций, характеризующие свойства данных оксидов с точки зрения ОВР.

Ход урока

I.Организационный момент

1. Повторение

А) Работа у доски:
Карточка 1
С какими из перечисленных веществ, формулы которых: H2O, BaO, CO2, может взаимодействовать оксид серы (4). Составьте уравнения химических реакций.

SO2 + H2O = H2SO3

SO2 + BaO = BaSO3

Карточка 2
С какими из перечисленных веществ, формулы которых: NaOH, H2O, O2, может взаимодействовать сероводород . Составьте уравнения химических реакций

H2S + 2NaOH = Na2S + H2O

H2S + O2 = SO2 + H2O

Б)Фронтальный опрос:
1.Какие степени окисления характерны для серы?2.Какими физическими свойствами обладает сернистый газ?3.Где в природе встречается сероводород?

4.Какое значение имеет сероводород?

2. Введение в тему урока.

Представьте, идет прекрасный летний дождь, почва насыщается живительной влагой, блестят на солнце яркие зеленые листья растений. Но через день эти листья начинают желтеть, жухнут? Что произошло с растениями, что так повлияло на них? –ответ в конце урока

Как известно, выдающийся естествоиспытатель древности Плиний Старший погиб в 79 г. н.э. при извержении вулкана. Его племянник в письме историку Тациту писал: «…

Вдруг раздались раскаты грома, и от горного пламени покатились вниз черные серные пары. Все разбежались.

Плиний поднялся и, опираясь на двух рабов, думал тоже уйти; но смертоносный пар окружил его со всех сторон, его колени подогнулись, он снова упал и задохся».

В 79 г.н.э. в Италии произошло извержение вулкана Везувия. Лава залила соседние города Помпеи, Геркуланум и Стабию и законсервировала их на века. При этом погибло 2 тысячи жителей. Это произошло так быстро, что многие из них не успели даже покинуть свои дома. Одной из причин гибели людей стало удушающее действие сернистого газа и сероводорода, обильно выделявшиеся из жерла вулкана.

  1. Изучения нового материала.

1.Актуализация знаний

Учащимися предлагается проблемная ситуация.

Во многих лесах по всему миру можно найти целые области высохших как хворост стволов деревьев. В крупных городах стены некоторых домов выглядят, как наждачная бумага и испещрены небольшими отверстиями.

Светлые полосы на автомобилях, перилах лестниц и других металлических сооружениях также все чаще можно встретить на улицах. Какова причина этих явлений? Ответ подготовьте после изучения нового материала.

Целью нашего урока является изучение свойств и применения оксидов серы SO2 и SO3. Используя рассказ учителя, материал учебника, заполните таблицу, ответив на вопросы. (раздаю карточки)

2. характер

3. Физические свойства

4. Химические свойства

6. Получение

7. Применение

2. SO2  (сернистый ангидрид; сернистый газ, оксид серы четырехвалентной)

а) Физические свойства оксида серы IV

Со времен Гомера известен этот оксид – бесцветный газ с резким запахом. Одиссей, хитроумный герой Троянской войны, окуривал им помещение, в котором сражался, и в конце концов победил женихов Пенелопы. Плиний Старший, римский историк (23-79 гг. н. э.

), тоже упоминал в своих сочинениях о газообразном оксиде, который уничтожает инфекцию и вредных насекомых. Тот же оксид стал причиной смерти Плиния во время извержения Везувия в 79 г н.э.

 Когда «газ Одиссея» смешивают с влажным сероводородом, выделяется сера, а пероксид водорода в водном растворе превращает его в сильную кислоту.

Оксид серы IV (сернистый газ, сернистый ангидрид, двуокись серы) – это соединение серы с кислородом состава SO₂. В нормальных условиях представляет собой бесцветный газ с характерным резким запахом. Токсичен. Под давлением сжижается при комнатной температуре.

Растворяется в воде с образованием нестойкой сернистой кислоты; растворимость 11,5 г/100 г воды при 20 °C, снижается с ростом температуры. Растворяется также в этаноле и серной кислоте. Один из основных компонентов вулканических газов.

Обесцвечивает многие красители, убивает микроорганизмы.

Химическая формула:SO₂,Состояние:бесцветный газ, Температура плавления:−75,5 °C

Температура кипения:−10,01 °C

б) Получение:1) При сжигании серы в кислороде: (показать)S + O2 → SO2 2) Окислением сульфидов:4FeS2 + 11O2 → 2Fe2O3 + 8SO23) Обработкой солей сернистой кислоты минеральными кислотами:Na2SO3 + 2HCl → 2NaCl + SO2 + H2O4) При окислении металлов концентрированной серной кислотой:Cu + 2H2SO4 (конц) → CuSO4 + SO2 + 2H2Oв)Химические свойства:

 Сернистый ангидрид – кислотный оксид.
·       взаимодействие с водой 

Известно, вода есть в воздухе всегдаИ, к сожаленью, дальше что бывает?С оксидом реагирует водаНа землю дождь кислотный выпадает.

При растворении в воде образуется слабая и неустойчивая сернистая кислотаH2SO3 (существует только в водном растворе)

г). Применение оксида серы (IV).

Учитель: Большая часть оксида серы (IV) используется для производства серной кислоты. Используется также в качестве консерванта (пищевая добавка Е220). Так как этот газ убивает микроорганизмы, им окуривают овощехранилища и склады.

Оксид серы (IV) используется для отбеливания соломы, шелка и шерсти, то есть материалов, которые нельзя отбеливать хлором. Применяется он также и в качестве растворителя в лабораториях.

Оксид серы (IV) применяется также для получения различных солей сернистой кислоты.

д) Физиологическое действие на организм.

Учитель: SO2 очень токсичен. Симптомы при отравлении сернистым газом — насморк, кашель, охриплость, сильное першение в горле и своеобразный привкус. При вдыхании сернистого газа более высокой концентрации — удушье, расстройство речи, затруднение глотания, рвота, возможен острый отёк лёгких.

Интересно, что чувствительность по отношению к SO2 весьма различна у отдельных людей, животных и растений. Так, среди растений наиболее устойчивы по отношению к сернистому газу берёза и дуб, наименее — роза, сосна и ель.

 е) Воздействие на атмосферу.

Учитель: Из-за образования в больших количествах в качестве отходов диоксид серы является одним из основных газов, загрязняющих атмосферу.

Наибольшую опасность представляет собой загрязнение соединениями серы, которые выбрасываются в атмосферу при сжигании угольного топлива, нефти и природного газа, а также при выплавке металлов и производстве серной кислоты. Антропогенное загрязнение серой в два раза превосходит природное.

Серный ангидрид образуется при постепенном окислении сернистого ангидрида кислородом воздуха с участием света. Конечным продуктом реакции является аэрозоль серной кислоты в воздухе, раствор в дождевой воде (в облаках). Выпадая с осадками, она подкисляет почву, обостряет заболевания дыхательных путей, скрыто угнетающе воздействует на здоровье человека.

Выпадение аэрозоля серной кислоты из дымовых факелов химических предприятий чаще отмечается при низкой облачности и высокой влажности воздуха.

Растения около таких предприятий обычно бывают густо усеяны мелкими некротическими пятнами, образовавшимися в местах оседания капель серной кислоты, что доказывает присутствие ее в окружающей среде в существенных количествах.

Пирометаллургические предприятия цветной и чёрной металлургии, а также ТЭЦ ежегодно выбрасывают в атмосферу десятки миллионов тонн серного ангидрида. Наибольших концентраций сернистый газ достигает в северном полушарии, особенно над территорией США, Европы, Китая, европейской части России и Украины. В южном полушарии содержание его значительно ниже.
3. Оксид серы (VI)  – SO3  (серный ангидрид)

SO3 высший оксид серы, тип химической связи: ковалентная полярная

а) Физические свойства

В обычных условиях легколетучая бесцветная жидкость с удушающим запахом. При температурах ниже 16,9 °C застывает с образованием смеси различных кристаллических модификаций твёрдого SO3.

Бесцветная летучая маслянистая жидкость, t°пл. = 17°C; t°кип. = 66°С; на воздухе “дымит”, сильно поглощает влагу (хранят в запаянных сосудах).

SO3 + H2O → H2SO4

SO3 хорошо растворяется в 100%-ной серной кислоте, этот раствор называется олеумом. 

б)Химические свойства 

Серный ангидрид – кислотный оксид, образует два ряда солей – средние (сульфаты) и кислые (гидросульфаты). SO3 – сильный окислитель.

  • Проявляет только свойства окислителя:

3SO3 + H2S → 4SO2 + H2O

  • Растворяется в 100%-й серной кислоте, образуя олеум:

H2SO4(100 %) + SO3 → H2S2O

Проявляют свойства типичного кислотного оксида:

Взаимодействие с основаниями

2NaOH + SO3 → Na2SO4 + H2O

NaOH + SO3 (избыток) → NaHSO4

Взаимодействие с основными оксидами

Na2O + SO3 → Na2SO4

Взаимодействие с водой

SO3 на воздухе “дымит”, сильно поглощает влагу, т.к. энергично соединяется с водой, образуя туман из капелек серной кислоты (хранят в запаянных сосудах). Растворяясь в воде, выделяет большое количество тепла и, если прибавлять не постепенно, а сразу большое количество оксида, то может произойти взрыв. Если капля H2O попадает на оксид серы(VI), то происходит реакция со взрывом.

SO3 + H2O → H2SO4

в) Получение
1) 2SO2 + O2  →  2SO3 (катализатор – V2O5, при 450˚С)2) Fe2(SO4)3  →  Fe2O3 + 3SO3 (разложение при нагревании) г) применение

в качестве растворителя в лабораториях;

в текстильной промышленности (отбеливание);

в качестве обесцвечивающего вещества в сахарном

производстве, пищевой промышленности,

для дезинфекции помещений и уничтожения паразитов на теле животных

III. Закрепление знаний

Давайте проанализируем, что вы запомли и как заполнили таблицу. Учащиеся рассказывают как они справились с работой, лополняя друг друга

Так выглядит таблица в готовом виде

+ 4

+ 6

2. характер

H2SO3 – сернистая кислота

H2SO4 – серная кислота

3. Физические свойства

Бесцветный газ с резким запахом, хорошо растворяется в воде, образуя слабую сернистую кислоту. Очень токсичен.

Бесцветная сильно дымящаяся жидкость, растворимая в воде.

4. Химические свойства

SO2 + H2O = H2SO3

SO2 + Na2O = Na2SO3 сульфит натрия

SO2 + 2NaOH = Na2SO3 + H2O

SO3 + H2O = H2SO4

SO3 + Na2O = Na2SO4 сульфат натрия

SO3 + 2NaOH = Na2SO4 + H2O

6. Получение

2H2S + 3O2 = 2SO2 +2H2O

S + O2 = SO2

ZnS + O2 = ZnO + SO2

6.S + O2 = SO2

2SO2 + O2 = 2SO3

7. Применение

Отбеливание шерсти, шелка, бумаги, консервирующих средств для сохранения свежих плотов и фруктов.

Получение серной кислоты.

1.Обсуждение проблемной ситуации, поставленной в начале изучения новой темы.

Кислотный дождь образуется в результате реакции между водой и такими загрязняющими веществами, как оксид серы (SO2) и различными оксидами азота.

Эти вещества выбрасываются в атмосферу автомобильным транспортом, в результате деятельности металлургических предприятий и электростанций, а также при сжигании угля и древесины.

Вступая в реакцию с водой атмосферы, они превращаются в растворы кислот – серной, сернистой, азотистой и азотной. Затем, вместе со снегом или дождем, они выпадают на землю.

2.Проблемы, которые возникают в связи с выпадением кислотных дождей:

  • Деревья теряют часть листьев, становясь беззащитными перед морозами болезнями
  • Корни деревьев так же могут замедлить своё развитие, что скажется на нехватке питательных веществ
  • Из-за химических реакций почвы потеряют некоторые микроэлементы и станут менее питательными
  • Увеличение уровня кислотности воды и почв может стать проблемой для водных животных и растений
  • Кислотные дожди могут растворить скрепляющий раствор в кладках зданий, повредить конструкции из природного камня, особенно известняка, что, в свою очередь, может привести к потере прочности конструкций и сооружений

3. Вывод, обобщение по уроку: Оксиды серы не должны поступать в атмосферу, их взаимодействие с водой приводит к выпадению кислотных дождей и возникновению экологических проблем, которые наносят урон окружающей среде и здоровью людей.

  1. Домашнее задание § 19 и § 20 стр.87 – 88

Источник: https://infourok.ru/razrabotka-klass-oksidi-seri-sostavstroeniesvoystva-3380730.html

SO2 – оксид серы (IV), диоксид серы, сернистый газ, сернистый ангидрид

Кислотные свойства оксида серы 4. SO2 - оксид серы (IV), диоксид серы, сернистый газ, сернистый ангидрид

Сероводород – H2S

Соединения серы -2, +4, +6. Качественные реакции на сульфиды, сульфиты, сульфаты.

Получение при взаимодействии:

1. водорода с серой при t – 3000

H2+S = H2S

2. при действии на сульфиды минеральных кислот:

Na2S+2HCl =2 NaCl+H2S↑

Физические свойства:

газ без цвета, с запахом тухлых яиц, ядовит, тяжелее воздуха, растворяясь в воде, образует слабую сероводородную кислоту.

Химические свойства

Кислотно-основные свойства

1. Раствор сероводорода в воде – сероводородная кислота – является слабой двухосновной кислотой, поэтому диссоциациирует ступенчато:

H2S ↔ HS- + H+

HS- ↔ H- + S2-

2.Сероводородная кислота имеет общие свойства кислот, реагирует с металлами, основными оксидами, основаниями, солями:

H2S + Ca = CaS + H2

H2S + CaO = CaS + H2O

H2S + 2NaOH = Na2S + 2H2O

H2S + CuSO4 = CuS↓ + H2SO4

Все кислые соли – гидросульфиды – хорошо растворимы в воде. Нормальные соли- сульфиды – растворяются в воде по–разному: хорошо растворимыми являются сульфиды щелочных и щелочноземельных металлов, сульфиды остальных металлов в воде нерастворимы, а сульфиды меди, свинца, ртути и некоторых других тяжелых металлов не растворяются даже в кислотах (кроме азотной кислоты)

CuS+4HNO3=Cu(NO3)2 +3S+2NO+2H2O

Растворимые сульфиды подвергаются гидролизу – по аниону.

Na2S ↔ 2Na+ + S2-

S2-+HOH ↔HS-+OH-

Na2S + Н2О ↔ NaНS + NaOH

Качественной реакцией на сероводородную кислоту и её растворимые соли (т.е. на сульфид-ион S2-) является взаимодействие их с растворимыми солями свинца, при этом образуется осадок PbS черного цвета

Na2S + Pb(NO3)2 = 2NaNO3 + PbS↓

Pb2+ + S2- = PbS↓

Окислительно-восстановительные свойства

Проявляет только восстановительные свойства, т.к. атом серы имеет низшую степень окисления -2

1. с кислородом

а) с недостатком

2H2S-2+O20 = S0+2H2O-2

б) с избытком кислорода

2H2S+3O2=2SO2+2H2O

2. с галогенами (обесцвечивание бромной воды)

H2S-2+Br2=S0+2HBr-1

3. с конц. HNO3

H2S+2HNO3 (к) = S+2NO2+2H2O

б) с сильными окислителями (KMnO4, K2CrO4 в кислой среде)

2KMnO4+3H2SO4+5H2S = 5S+2MnSO4+K2SO4+8H2O

в) сероводородная кислота окисляется не только сильными окислителями, но и более слабыми, например, солями железа (III), сернистой кислотой и т.д.

2FeCl3 + H2S = 2FeCl2 + S + 2HCl

H2SO3 + 2H2S = 3S + 3H2O

Получение

1. горение серы в кислороде.

S+O2=SO2

2. горение сероводорода в избытке О2

2H2S+3O2 = 2SO2+2H2O

3. окисление сульфидов

2CuS+3O2 = 2SO2+2CuO

4. взаимодействие сульфитов с кислотами

Na2SO3+H2SO4=Na2SO4+SO2+H2O

5. взаимодействие металлов ряду активности после (Н2) с конц. H2SO4

Cu+2H2SO4 = CuSO4 + SO2 +2H2O

Физические свойства

Газ, без цвета, с удушливым запахом жженой серы, ядовит, тяжелее воздуха более, чем в 2 раза, хорошо растворим в воде (при комнатной температуре в одном объеме растворяется около 40 объемов газа).

Химические свойства:

Кислотно-основные свойства

SO2 – типичный кислотный оксид.

1.со щелочами, образуя два типа солей: сульфиты и гидросульфиты

2KOH+SO2 = K2SO3+H2O

KOH+SO2 = KНSO3+H2O

2.с основными оксидами

K2O+SO2 = K2SO3

3. с водой образуется слабая сернистая кислота

H2O+SO2 = H2SO3

Сернистая кислота существует только в растворе, является слабой кислотой,

обладает всеми общими свойствами кислот.

4. качественная реакция на сульфит – ион – SO32 – действие минеральных кислот

Na2SO3+2HCl= 2Na2Cl+SO2+H2O запах жженой серы

Окислительно-восстановительные свойства

В ОВР может быть как окислителем, так и восстановителем, потому что атом серы в SO2 имеет промежуточную степень окисления +4.

Как окислитель:

SO2 + 2H2S = 3S + 2H2S

Как восстановитель:

2SO2+O2 = 2SO3

Cl2+SO2+2H2O = H2SO4+2HCl

2KMnO4+5SO2+2H2O = K2SO4+2H2SO4+2MnSO4

Оксид серы (VI) SO3 (серный ангидрид)

Получение:

Окисление сернистого газа

2SO2 + О2 = 2SO3 (t0, kat)

Физические свойства

Бесцветная жидкость, при температуре ниже 170С превращается в белую кристаллическую массу. Термически неустойчивое соединение, полностью разлагается при 7000С. Хорошо растворим в воде, в безводной серной кислоте и реагирует с ней с образованием олеума

SO3+ H2SO4 = H2S2O7

Химические свойства

Кислотно-основные свойства

Типичный кислотный оксид.

1.со щелочами, образуя два типа солей: сульфаты и гидросульфаты

2KOH+SO3 = K2SO4+H2O

KOH+SO3 = KНSO4+H2O

2.с основными оксидами

СаО+SO2 = СаSO4

3. с водой

H2O+SO3 = H2SO4

Окислительно-восстановительные свойства

Оксид серы (VI) – сильный окислитель, обычно восстанавливается до SO2

3SO3 + H2S = 4SО2 + H2O

Серная кислота H2SO4

Получение серной кислоты

В промышленности кислоту получают контактным способом:

1. обжиг пирита

4FeS2 +11O2 = 2Fe2O3 + 8SO2↑

2. окисление SO2 в SO3

2SO2 + О2 = 2SO3 (t0, kat)

3. растворение SO3 в серной кислоте

nSO3 + H2SO4 = H2SO4 ∙ nSO3 (олеум)

H2SO4 ∙ nSO3 + Н2О = H2SO4

Физические свойства

H2SO4 – тяжелая маслянистая жидкость, без запаха и цвета, гигроскопична. Смешивается с водой в любых отношениях, при растворении концентрированной серной кислоты в воде выделяется большое количество теплоты, поэтому её надо осторожно приливать в воду, а не наоборот (сначала вода, потом кислота, иначе случится большая беда)

Раствор серной кислоты в воде с содержанием H2SO4 менее 70% обычно называют разбавленной серной кислотой, более 70% – концентрированной.

Химические свойства

Кислотно-основные

Разбавленная серная кислота проявляет все характерные свойства сильных кислот. В водном растворе диссоциирует:

H2SO4 ↔ 2H+ + SO42-

1. с основными оксидами

MgO + H2SO4 = MgSO4 + H2O

2. с основаниями

2NaOH +H2SO4 = Na2SO4 + 2H2O

3. с солями

BaCl2 + H2SO4 = BaSO4↓ + 2HCl

Ba2+ + SO42- = BaSO4↓ (белый осадок)

Качественная реакция на сульфат-ион SO42-

Благодаря более высокой температуры кипения, по сравнению с другими кислотами серная кислота при нагревании вытесняет их из солей:

NaCl + H2SO4 = HCl↑+ NaHSO4

Окислительно-восстановительные свойства

В разбавленной H2SO4 окислителями являются ионы Н+, а в концентрированной – сульфат –ионы SO42

В разбавленной серной кислоте растворяются металлы, находящиеся в ряду активности до водорода, при этом образуются сульфаты и выделяется водород

Zn + H2SO4 = ZnSO4+ H2↑

Концентрированная серная кислота – энергичный окислитель особенно при нагревании. Она окисляет многие металлы, неметаллы, неорганические и органические вещества.

H2SO4 (к) окислитель S+6

Активные Средней активности малоактивные
реагирует реагирует пассивирует Al, Fe, Cr из-за пленки оксидов реагирует Cu, Hg   не реагирует Ag,Au,Pt
Кислота восстанавливается в основном до следующих продуктов
H2S Н2S S SO2

С более активными металлами серная кислота в зависимости от концентрации может восстанавливаться до разнообразных продуктов

Zn + 2H2SO4 = ZnSO4 + SO2 + 2H2O

3Zn + 4H2SO4 = 3ZnSO4 + S + 4H2O

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

Концентрированная серная кислота окисляет некоторые неметаллы (серу, углерод, фосфор и др.), восстанавливаясь до оксида серы (IV)

S + 2H2SO4 = 3SO2↑ + 2H2O

C + 2H2SO4 = 2SO2↑ + CO2↑ + 2H2O

Взаимодействие с некоторыми сложными веществами

H2SO4+ 8HI = 4I2 + H2S + 4 H2O

H2SO4 + 2HBr = Br2 + SO2 + 2H2O

Соли серной кислоты

2 типа солей: сульфаты и гидросульфаты

Соли серной кислоты имеют все общие свойства солей. Особенным является их отношение к нагреванию. Сульфаты активных металлов (Na, K, Ba) не разлагаются даже при нагревании свыше 10000С, соли менее активных металлов (Al, Fe, Cu) разлагаются даже при небольшом нагревании

CuSO4 = CuO + SO3

Источник: https://studopedia.su/5_23877_SO---oksid-seri-IV-dioksid-seri-sernistiy-gaz-sernistiy-angidrid.html

Соединения серы (IV)

Кислотные свойства оксида серы 4. SO2 - оксид серы (IV), диоксид серы, сернистый газ, сернистый ангидрид

Сернистый газ SO2, сернистая кислота и ее соли – сульфиты.

SO2 – диоксид серы, сернистый газ, сернистый ангидрид. При обычной температуре – бесцветный газ с резким запахом, хорошо растворим в воде (в 1 л воды при 20°С растворяется – 40 л SO2).

Способы получения

1. Окисление кислородом серы, сероводорода, сульфидов

2. Термическое разложение сульфитов

CaSO3 = СаО + SO2↑

3.Действие сильных кислот на сульфиты

Na2SO3 + 2HCl = SO2 + Н2O + 2NaCI

4.Взаимодействие конц. H2SO4 с восстановителями, например:

2H2SO4 + Си = SO2↑ + CuSO4 + 2Н2O

SO2 – кислотный оксид

При растворении SO2 в воде происходит его частичное соединение с молекулами воды – образуется слабая сернистая кислота.

Взаимодействие с основными оксидами и щелочами

SO2 + СаО = CaSO3 сульфит кальция

SO2 + NaOH = NaHSO3 гидросульфит натрия

SO2 + 2NaOH = Н2O + Na2SO3 сульфит натрия

Диоксид серы окисляется в газовой фазе до SO3:

2SO2 + O2 = SO3

SO2 + O3 = SO3+ O2

SO2+ NO2 = SO3 + NO

На свету легко окисляется хлором:

SO2 + Cl2 — SO2Cl2 хлористый сульфурил

В водных растворах при окислении SO2 образуется серная кислота H2SO4:

SO2 + 2HNO3 = H2SO4 + 2NO2

SO2 + Н2O2 = H2SO4

Обесцвечивание окрашенных окислителей (КМпO4 и Вr2) – качественная реакция для распознавания SO2 (например, отличие его от СO2, СО, СН4 и многих других газов):

SO2 + Вr2 + 2Н2О = H2SO4 + 2НВr

3SO2 + 2КМпO4 + 4Н2О = 3H2SO4 + 2MnO2↓ + 2КОН

SO2 – окислитель

Продуктом восстановления SO2 чаще всего является свободная сера.

SO2 + 2Н2S = 3S↓ + 2Н2О

SO2 + 2СО = S + 2CO2

H2SO3 – сернистая кислота

В свободном состоянии не выделена. Очень непрочное соединение. Образуется при растворении SO2 в воде. Обладает свойствами слабой кислоты.

Сульфиты и гидросульфиты

2-х основная сернистая кислота образует при взаимодействии со щелочами 2 ряда солей: нормальные (средние) – сульфиты Mex(SO3)y и кислые – гидросульфиты Me(HSO3)x.

Сульфиты щелочных Me и аммония растворимы в воде. Сульфиты остальных Me нерастворимы в воде (или не существуют).

Гидросульфиты Me хорошо растворимы в Н2O, некоторые из них существуют только в растворе, например, Ca(HSO3)2.

Гидролиз сульфитов

Водные растворы сульфитов вследствие гидролиза имеют щелочную среду (окрашивают лакмус в синий цвет).

SO3- + Н2O = HSO3- + ОН-

Na2SO3 + Н2O = NaHSO3 + NaOH

I. Не окислительно-восстановительные реакции

1. Взаимодействие с сильными кислотами:

Na2SO3 + 2HCl = 2NaCl + SO2↑ + Н2O

NaHSO3 + HCl = NaCl + SO2↑ + Н2O

Оба типа солей разлагаются сильными кислотами, при этом слабая сернистая кислота вытесняется в виде SO2 и Н2O.

2. Термическое разложение сульфитов:

CaSO3 = СаО + SO2↑

3. Нормальные сульфиты в водных растворах, содержащих избыток SO2, превращаются в гидросульфиты

CaSO3 + SO2 + Н2O = Ca(HSO3)sub>2

Благодаря этой реакции нерастворимые в воде сульфиты превращаются в растворимые гидросульфиты

4. Ионно-обменные реакции с другими солями, приводящие к образованию нерастворимых сульфитов:

Na2SO3 + ZnCl2 = ZnSO3↓ + 2NaCl

II. Окислительно-восстановительные реакции

I. Сульфиты как восстановители.

Сульфиты, подобно SO2, могут быть и восстановителями, и окислителями, поскольку атомы серы в анионах SO3 находятся в промежуточной С.О. +4

В водных растворах и сульфиты, и гидросульфиты легко окисляются до сульфатов. Примеры реакций:

Na2SO3 + Вr2 + Н2O = Na2SO4 + 2НВr

5K2SO3 + 2КМпO4 + 3H2SO4 = 6K2SO4 + 2MnSO4 + 3Н2O

Даже твердые сульфиты при хранении на воздухе медленно окисляются до сульфатов:

2Na2SO3 + O2 = 2Na2SO4

II. Сульфиты как окислители.

Эти реакции не столь многочисленны. При нагревании сухих сульфитов с такими активными восстановителями, как С, Mg, Al, Zn, они переходят в сульфиды:

Na2SO3 + ЗС = Na2S + ЗСО

III. Диспропорционирование сухих сульфитов.

При нагревании до высоких температур сульфиты медленно превращаются в смесь сульфатов и сульфидов:

4K2SO3 = 3K2SO4 + K2S

Источник: http://examchemistry.com/content/lesson/neorgveshestva/sernistaykislota.html

Мед-Центр Здоровье
Добавить комментарий