Помощь по Теле2, тарифы, вопросы

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

Неразбавленная серная кислота представляет собой ковалентное соединение.

В молекуле серная кислота тетраэдрически окружена четырьмя атомами кислорода, два из которых входят в состав гидроксильных групп. Связи S – O – двойные, а S – OH – одинарные.

Бесцветные, похожие на лед кристаллы имеют слоистую структуру: каждая молекула H 2 SO 4 соединена с четырьмя соседними прочными водородными связями, образуя единый пространственный каркас.

Структура жидкой серной кислоты похожа на структуру твердой, только целостность пространственного каркаса нарушена.

Физические свойства серной кислоты

При обычных условиях серная кислота – тяжёлая маслянистая жидкость без цвета и запаха. В технике серной кислотой называют её смеси как с водой, так и с серным ангидридом. Если молярное отношение SO 3: Н 2 О меньше 1, то это водный раствор серной кислоты, если больше 1, – раствор SO 3 в серной кислоте.

100 %-ная H 2 SO 4 кристаллизуется при 10,45 °С; Т кип = 296,2 °С; плотность 1,98 г/см 3 . H 2 SO 4 смешивается с Н 2 О и SO 3 в любых соотношениях с образованием гидратов, теплота гидратации настолько велика, что смесь может вскипать, разбрызгиваться и вызывать ожоги. Поэтому необходимо добавлять кислоту к воде, а не наоборот, поскольку при добавлении воды к кислоте более легкая вода окажется на поверхности кислоты, где и сосредоточится вся выделяющаяся теплота.

При нагревании и кипении водных растворов серной кислоты, содержащих до 70 % H 2 SO 4 , в паровую фазу выделяются только пары воды. Над более концентрированными растворами появляются и пары серной кислоты.

По структурным особенностям и аномалиям жидкая серная кислота похожа на воду. Здесь та же система водородных связей, почти такой же пространственный каркас.

Химические свойства серной кислоты

Серная кислота – одна из самых сильных минеральных кислот, из-за высокой полярности связь Н – О легко разрывается.

В водном растворе серная кислота диссоциирует , образуя ион водорода и кислотный остаток:

H 2 SO 4 = H + + HSO 4 - ;

HSO 4 - = H + + SO 4 2- .

Суммарное уравнение:

H 2 SO 4 = 2H + + SO 4 2- .

Проявляет свойства кислот , реагирует с металлами, оксидами металлов, основаниями и солями.

Разбавленная серная кислота не проявляет окислительных свойств, при ее взаимодействии с металлами выделяется водород и соль, содержащая металл в низшей степени окисления. На холоде кислота инертна по отношению к таким металлам, как железо, алюминий и даже барий.

Концентрированная кислота обладает окислительными свойствами. Возможные продукты взаимодействия простых веществ с концентрированной серной кислотой приведены в таблице. Показана зависимость продукта восстановления от концентрации кислоты и степени активности металла: чем активнее металл, тем глубже он восстанавливает сульфат-ион серной кислоты.

Взаимодействие с оксидами:

CaO + H 2 SO 4 = CaSO 4 = H 2 O.

Взаимодействие с основаниями:

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

Взаимодействие с солями:

Na 2 CO 3 + H 2 SO 4 = Na 2 SO 4 + CO 2 + H 2 O.

Окислительные свойства

Серная кислота окисляет HI и НВг до свободных галогенов:

H 2 SO 4 + 2HI = I 2 + 2H 2 O + SO 2.

Серная кислота отнимает химически связанную воду от органических соединений, содержащих гидроксильные группы. Дегидратация этилового спирта в присутствии концентрированной серной кислоты приводит к получению этилена:

С 2 Н 5 ОН = С 2 Н 4 + Н 2 О.

Обугливание сахара, целлюлозы, крахмала и др. углеводов при контакте с серной кислотой объясняется также их обезвоживанием:

C 6 H 12 O 6 + 12H 2 SO 4 = 18H 2 O + 12SO 2 + 6CO 2 .

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: