O.S.ZAYTSEV
LIVRE DE CHIMIE
POUR LES ENSEIGNANTS ÉCOLES SECONDAIRES,
ÉTUDIANTS DES UNIVERSITÉS PÉDAGOGIQUES ET ÉCOLIERS DE 9 À 10 ANNÉES,
QUI ONT DÉCIDÉ DE SE CONSACTER À LA CHIMIE ET AUX SCIENCES NATURELLES
MANUEL DE TÂCHES DE LABORATOIRE HISTOIRES SCIENTIFIQUES PRATIQUES À LIRE
Continuation. Voir n° 4-14, 16-28, 30-34, 37-44, 47, 48/2002 ;
1, 2, 3, 4, 5, 6, 7, 8, 9, 10, 12, 13, 14, 15, 16, 17, 18, 19, 20, 21, 22, 23,
24, 25-26, 27-28, 29, 30, 31, 32, 35, 36, 37, 39, 41, 42, 43, 44 , 46, 47/2003;
1, 2, 3, 4, 5, 7, 11, 13, 14, 16, 17, 20, 22, 24/2004
§8.1. Réactions redox
RECHERCHE EN LABORATOIRE
(continuation)
2. L'ozone est un agent oxydant.
L'ozone est la substance la plus importante pour la nature et l'homme.
L'ozone crée une ozonosphère autour de la Terre à une altitude de 10 à 50 km avec une teneur maximale en ozone à une altitude de 20 à 25 km. Situé dans les couches supérieures de l'atmosphère, l'ozone ne laisse pas passer la plupart des rayons ultraviolets du Soleil, qui ont un effet néfaste sur les humains, les animaux et monde végétal. DANS dernières années Des zones de l'ozonosphère avec une teneur en ozone considérablement réduite, appelées trous d'ozone, ont été découvertes. On ne sait pas si des trous dans la couche d’ozone se sont déjà formés. Les raisons de leur apparition ne sont pas non plus claires. On pense que les fréons contenant du chlore provenant des réfrigérateurs et des canettes de parfum sont rayonnement ultraviolet Le soleil libère des atomes de chlore qui réagissent avec l’ozone et réduisent ainsi sa concentration dans la haute atmosphère. Les scientifiques sont extrêmement préoccupés par le danger que représentent les trous d’ozone dans l’atmosphère.
Dans les couches inférieures de l'atmosphère, l'ozone se forme à la suite d'une série de réactions séquentielles entre l'oxygène atmosphérique et les oxydes d'azote émis par les moteurs des voitures mal réglés et les rejets des lignes électriques à haute tension.
L'ozone est très nocif pour la respiration : il détruit les tissus des bronches et des poumons. L'ozone est extrêmement toxique (plus puissant que le monoxyde de carbone). La concentration maximale admissible dans l'air est de 10 à 5 %.
L'ozone, ainsi que le chlore, sont utilisés pour traiter l'eau afin de décomposer les impuretés organiques et de tuer les bactéries. Cependant, la chloration et l’ozonation de l’eau ont leurs avantages et leurs inconvénients. Lorsque l'eau est chlorée, les bactéries sont presque complètement détruites, mais des substances organiques de nature cancérigène nocives pour la santé (favorisent le développement du cancer) se forment - dioxines et composés similaires. Lorsque l'eau est ozonisée, de telles substances ne se forment pas, mais l'ozone ne tue pas toutes les bactéries, et les bactéries vivantes restantes se multiplient abondamment après un certain temps, absorbant les restes des bactéries tuées, et l'eau devient encore plus contaminée par la flore bactérienne. Par conséquent, l’ozonation de l’eau potable est mieux utilisée lorsqu’elle est utilisée rapidement. L'ozonation de l'eau des piscines est très efficace lorsque l'eau circule en permanence dans l'ozoniseur. L'ozone est également utilisé pour la purification de l'air. C'est l'un des agents oxydants respectueux de l'environnement qui ne laisse pas de produits nocifs issus de sa décomposition.
L'ozone oxyde presque tous les métaux à l'exception des métaux du groupe de l'or et du platine.
Méthodes chimiques la production d’ozone est inefficace ou trop dangereuse. Nous vous conseillons donc de vous procurer de l'ozone mélangé à l'air dans un ozoniseur (effet d'une faible décharge électrique sur l'oxygène) disponible dans le laboratoire de physique de l'école.
L'ozone est le plus souvent obtenu en agissant sur l'oxygène gazeux avec une décharge électrique silencieuse (sans lueur ni étincelles), qui se produit entre les parois des récipients internes et externes de l'ozonateur. L'ozoniseur le plus simple peut être facilement fabriqué à partir de tubes de verre munis de bouchons. Vous comprendrez comment procéder à partir de la Fig. 8.4. L'électrode intérieure est une tige métallique (clou long), l'électrode extérieure est une spirale métallique. L'air peut être soufflé avec une pompe à air d'aquarium ou une poire en caoutchouc provenant d'un flacon pulvérisateur. En figue. 8.4 L'électrode interne est située dans un tube de verre ( Pourquoi pensez-vous?), mais vous pouvez assembler un ozoniseur sans cela.
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Les bouchons en caoutchouc sont rapidement corrodés par l'ozone. Haute tension
Il est pratique d'obtenir de la bobine d'induction le système d'allumage de la voiture en ouvrant continuellement la connexion à la source basse tension (batterie ou redresseur 12 V).
L'ozone peut être détecté qualitativement à l'aide d'une solution d'amidon d'iodure de potassium. Une bande de papier filtre peut être trempée dans cette solution, ou la solution peut être ajoutée à de l'eau ozonisée, et de l'air contenant de l'ozone peut passer à travers la solution dans un tube à essai. L'oxygène ne réagit pas avec l'ion iodure.
Équation de réaction :
2I – + O 3 + H 2 O = I 2 + O 2 + 2OH – .
Écrivez les équations des réactions de gain et de perte d’électrons.
Apportez une bande de papier filtre imbibée de cette solution à l'ozoniseur. (Pourquoi une solution d'iodure de potassium devrait-elle contenir de l'amidon ?) Le peroxyde d'hydrogène interfère avec la détermination de l'ozone à l'aide de cette méthode. (Pourquoi?).
Calculez la FEM de la réaction à l'aide des potentiels d'électrode :
3. Propriétés réductrices du sulfure d’hydrogène et des ions sulfure.
Le sulfure d'hydrogène est un gaz incolore à l'odeur d'œuf pourri (certaines protéines contiennent du soufre).
Pour mener des expériences avec le sulfure d'hydrogène, vous pouvez utiliser du sulfure d'hydrogène gazeux, en le faisant passer à travers une solution contenant la substance étudiée, ou ajouter de l'eau sulfurée d'hydrogène pré-préparée aux solutions étudiées (c'est plus pratique). De nombreuses réactions peuvent être réalisées avec une solution de sulfure de sodium (réactions avec l'ion sulfure S 2–).
Travaillez avec du sulfure d'hydrogène uniquement sous courant d'air ! Les mélanges de sulfure d'hydrogène avec l'air brûlent de manière explosive.
Le sulfure d'hydrogène est généralement produit dans un appareil Kipp en faisant réagir 25 % d'acide sulfurique (dilué 1:4) ou 20 % d'acide chlorhydrique (dilué 1:1) sur du sulfure de fer sous forme de morceaux de 1 à 2 cm. Équation de réaction :
FeS (cr.) + 2H + = Fe 2+ + H 2 S (g.).
De petites quantités de sulfure d'hydrogène peuvent être obtenues en plaçant du sulfure de sodium cristallin dans un flacon bouché à travers lequel sont passés une ampoule à brome avec un robinet et un tube de sortie. Verser lentement 5 à 10 % d'acide chlorhydrique de l'entonnoir (pourquoi pas du soufre ?), le flacon est constamment secoué pour éviter l'accumulation locale d'acide n'ayant pas réagi. Si cela n'est pas fait, un mélange inattendu des composants peut entraîner une réaction violente, l'expulsion du bouchon et la destruction du flacon.
Un flux uniforme de sulfure d'hydrogène est obtenu en chauffant des composés organiques riches en hydrogène, comme la paraffine, avec du soufre (1 partie de paraffine pour 1 partie de soufre, 300°C).
Pour obtenir de l'eau sulfurée d'hydrogène, le sulfure d'hydrogène est passé dans de l'eau distillée (ou bouillie). Environ trois volumes de sulfure d’hydrogène gazeux se dissolvent dans un volume d’eau. Lorsqu'elle est dans l'air, l'eau sulfurée d'hydrogène devient progressivement trouble. (Pourquoi?).
Le sulfure d'hydrogène est un agent réducteur puissant : il réduit les halogènes en halogénures d'hydrogène, acide sulfurique– au dioxyde de soufre et au soufre.
Le sulfure d'hydrogène est toxique. La concentration maximale admissible dans l'air est de 0,01 mg/l. Même à faible concentration, le sulfure d'hydrogène irrite les yeux et les voies respiratoires et provoque des maux de tête. Des concentrations supérieures à 0,5 mg/l mettent la vie en danger. À des concentrations plus élevées, il est affecté système nerveux. L'inhalation de sulfure d'hydrogène peut provoquer un arrêt cardiaque et respiratoire. Parfois, le sulfure d'hydrogène s'accumule dans les grottes et les puits d'égout, et la personne qui y est piégée perd instantanément connaissance et meurt.
Dans le même temps, les bains d'hydrogène sulfuré ont un effet cicatrisant sur le corps humain.
3a. Réaction du sulfure d'hydrogène avec le peroxyde d'hydrogène.
Étudiez l’effet de la solution de peroxyde d’hydrogène sur l’eau sulfurée d’hydrogène ou la solution de sulfure de sodium.
Sur la base des résultats des expériences, composez des équations de réaction. Calculez la FEM de la réaction et tirez une conclusion sur la possibilité de son passage.
3b. Réaction du sulfure d'hydrogène avec l'acide sulfurique.
Versez goutte à goutte de l'acide sulfurique concentré dans un tube à essai avec 2 à 3 ml d'eau sulfurée d'hydrogène (ou une solution de sulfure de sodium). (soigneusement!) jusqu'à ce que la turbidité apparaisse. Quelle est cette substance ? Quels autres produits pourraient être produits dans cette réaction ?
Écrivez les équations de réaction. Calculer la force électromotrice de la réaction en utilisant potentiels d'électrode:
4. Dioxyde de soufre et ion sulfite.
Le dioxyde de soufre, dioxyde de soufre, est le polluant atmosphérique le plus important émis par les moteurs d'automobiles lors de l'utilisation d'essence mal purifiée et par les fours dans lesquels sont brûlés du charbon, de la tourbe ou du fioul contenant du soufre.
Chaque année, des millions de tonnes de dioxyde de soufre sont rejetées dans l’atmosphère en raison de la combustion du charbon et du pétrole. Le dioxyde de soufre est présent naturellement dans les gaz volcaniques. Le dioxyde de soufre est oxydé par l'oxygène atmosphérique en trioxyde de soufre qui, en absorbant l'eau (vapeur), se transforme en acide sulfurique. Les pluies acides détruisent les parties en ciment des bâtiments, monuments architecturaux
sculptures taillées dans la pierre. Les pluies acides ralentissent la croissance des plantes, voire entraînent leur mort, et tuent les organismes vivants dans les plans d'eau. De telles pluies éliminent les engrais phosphorés, peu solubles dans l'eau, des terres arables, qui, lorsqu'ils sont rejetés dans les plans d'eau, entraînent une prolifération rapide d'algues et un envahissement rapide des étangs et des rivières.
Le dioxyde de soufre peut être obtenu en plaçant 5 à 10 g de sulfite de sodium dans un flacon fermé par un bouchon muni d'un tube de sortie et d'un entonnoir compte-gouttes. À partir d'une ampoule à brome avec 10 ml d'acide sulfurique concentré (extrême prudence !) versez-le goutte à goutte sur les cristaux de sulfite de sodium. Au lieu du sulfite de sodium cristallin, vous pouvez utiliser sa solution saturée.
Le dioxyde de soufre peut également être produit par la réaction entre le cuivre métallique et l'acide sulfurique. Dans un ballon muni d'un bouchon avec tube de sortie de gaz et d'une ampoule à brome, déposer des copeaux ou des morceaux de fil de cuivre et verser un peu d'acide sulfurique par l'ampoule à goutte (on prélève environ 6 ml d'acide sulfurique concentré pour 10 g de cuivre). Pour démarrer la réaction, réchauffez légèrement le ballon. Après cela, ajoutez l'acide goutte à goutte. Écrivez les équations d’acceptation et de perte d’électrons ainsi que l’équation totale.
Les propriétés du dioxyde de soufre peuvent être étudiées en faisant passer le gaz dans une solution réactive, ou sous forme de solution aqueuse (acide sulfureux). Les mêmes résultats sont obtenus en utilisant des solutions acidifiées de sulfites de sodium Na 2 SO 3 et de sulfites de potassium K 2 SO 3. Jusqu'à quarante volumes de dioxyde de soufre sont dissous dans un volume d'eau (une solution d'environ 6 % est obtenue).
Le dioxyde de soufre est toxique. En cas d'intoxication légère, une toux commence, un nez qui coule, des larmes apparaissent et des vertiges commencent. L'augmentation de la dose entraîne un arrêt respiratoire.
4a. Interaction de l'acide sulfureux avec le peroxyde d'hydrogène.
Prédire les produits de réaction de l’acide sulfureux et du peroxyde d’hydrogène. Testez votre hypothèse avec l’expérience.
Ajoutez la même quantité de solution de peroxyde d’hydrogène à 3 % à 2 à 3 ml d’acide sulfureux. Comment prouver la formation des produits de réaction attendus ?
Répétez la même expérience avec des solutions acidifiées et alcalines de sulfite de sodium.
Écrivez les équations de réaction et calculez la force électromotrice du processus.
Sélectionnez les potentiels d'électrode dont vous avez besoin :
4b. Réaction entre le dioxyde de soufre et le sulfure d'hydrogène.
Cette réaction a lieu entre le SO 2 gazeux et le H 2 S et sert à produire du soufre. La réaction est également intéressante car les deux polluants atmosphériques se détruisent mutuellement.
Cette réaction a-t-elle lieu entre des solutions de sulfure d'hydrogène et de dioxyde de soufre ? Répondez à cette question avec expérience.
Essayez d'effectuer un calcul thermodynamique de la possibilité de réactions.
Les caractéristiques thermodynamiques des substances permettant de déterminer la possibilité d'une réaction entre substances gazeuses sont les suivantes :
Dans quel état de substances - gazeux ou en solution - les réactions sont-elles les plus préférables ?
Le sulfure d'hydrogène (H₂S) est un gaz incolore avec une odeur d'œuf pourri. Il est plus dense que l'hydrogène. Le sulfure d'hydrogène est un poison mortel pour les humains et les animaux. Même une petite quantité dans l'air provoque des vertiges et des nausées, mais le pire est qu'après une longue inhalation, cette odeur ne se fait plus sentir. Cependant, en cas d'intoxication au sulfure d'hydrogène, il existe un antidote simple : vous devez envelopper un morceau d'eau de Javel dans un mouchoir, puis l'humidifier et renifler l'emballage pendant un moment. Le sulfure d'hydrogène est produit par réaction du soufre avec l'hydrogène à une température de 350 °C :
H₂ + S → H₂S
Il s'agit d'une réaction redox : au cours de celle-ci, les états d'oxydation des éléments qui y participent changent.
Dans des conditions de laboratoire, le sulfure d'hydrogène est produit en traitant le sulfure de fer avec de l'acide sulfurique ou chlorhydrique :
FeS + 2HCl → FeCl₂ + H₂S
Il s'agit d'une réaction d'échange : dans celle-ci, les substances en interaction échangent leurs ions. Ce processus est généralement effectué à l'aide d'un appareil Kipp.
Appareil Kipp
Propriétés du sulfure d'hydrogène
Lorsque le sulfure d'hydrogène brûle, de l'oxyde de soufre 4 et de la vapeur d'eau se forment :
2H₂S + 3О₂ → 2Н₂О + 2SO₂
Le H₂S brûle avec une flamme bleuâtre et si vous tenez un bécher inversé dessus, un condensat clair (eau) apparaîtra sur ses parois.
Cependant, avec une légère baisse de température, cette réaction se déroule quelque peu différemment : une couche jaunâtre de soufre libre apparaîtra sur les parois du verre pré-refroidi :
2H₂S + O₂ → 2H₂O + 2S
La méthode industrielle de production de soufre repose sur cette réaction.
Lorsqu'un mélange gazeux préparé à l'avance de sulfure d'hydrogène et d'oxygène est enflammé, une explosion se produit.
La réaction du sulfure d'hydrogène et de l'oxyde de soufre (IV) produit également du soufre libre :
2H₂S + SO₂ → 2H₂O + 3S
Le sulfure d'hydrogène est soluble dans l'eau et trois volumes de ce gaz peuvent se dissoudre dans un volume d'eau, formant un acide hydrosulfure (H₂S) faible et instable. Cet acide est également appelé eau sulfurée d’hydrogène. Comme vous pouvez le voir, les formules du sulfure d’hydrogène gazeux et du sulfure d’hydrogène acide s’écrivent de la même manière.
Si une solution de sel de plomb est ajoutée à l'acide sulfurique, un précipité noir de sulfure de plomb se formera :
Il s'agit d'une réaction qualitative pour la détection du sulfure d'hydrogène. Il démontre également la capacité de l'acide sulfurique à entrer dans des réactions d'échange avec des solutions salines. Ainsi, tout sel de plomb soluble est un réactif pour le sulfure d'hydrogène. Certains autres sulfures métalliques ont également une couleur caractéristique, par exemple : le sulfure de zinc ZnS - blanc, le sulfure de cadmium CdS - jaune, le sulfure de cuivre CuS - noir, le sulfure d'antimoine Sb₂S₃ - rouge.
À propos, le sulfure d'hydrogène est un gaz instable et, lorsqu'il est chauffé, il se décompose presque complètement en hydrogène et en soufre libre :
H₂S → H₂ + S
Le sulfure d'hydrogène interagit intensément avec les solutions aqueuses d'halogènes :
H₂S + 4Cl₂ + 4H₂O→ H₂SO₄ + 8HCl
Le sulfure d'hydrogène dans la nature et l'activité humaine
Le sulfure d'hydrogène fait partie des gaz volcaniques, du gaz naturel et des gaz associés aux champs pétroliers. Il y en a beaucoup dans la nature eaux minérales, par exemple, dans la mer Noire, il se trouve à une profondeur de 150 mètres et moins.
Le sulfure d'hydrogène est utilisé:
- en médecine (traitement avec des bains d'hydrogène sulfuré et des eaux minérales) ;
- dans l'industrie (production de soufre, d'acide sulfurique et de sulfures) ;
- en chimie analytique (pour la précipitation des sulfures de métaux lourds, généralement insolubles) ;
- en synthèse organique (pour produire des analogues soufrés d'alcools organiques (mercaptans) et de thiophène (hydrocarbure aromatique contenant du soufre). Un autre domaine scientifique émergent récemment est l'énergie du sulfure d'hydrogène. La production d'énergie à partir de gisements de sulfure d'hydrogène du fond de la mer Noire est sérieusement étudié.
La nature des réactions redox du soufre et de l'hydrogène
La réaction de formation de sulfure d’hydrogène est redox :
Н₂⁰ + S⁰→ H₂⁺S²⁻
Le processus d'interaction du soufre avec l'hydrogène s'explique facilement par la structure de leurs atomes. L'hydrogène occupe la première place dans le tableau périodique, donc la charge de son noyau atomique est égale à (+1) et 1 électron tourne autour du noyau atomique. L'hydrogène cède facilement son électron aux atomes d'autres éléments, se transformant en un ion hydrogène chargé positivement - un proton :
Н⁰ -1е⁻= Н⁺
Le soufre est en seizième position dans le tableau périodique. Cela signifie que la charge du noyau de son atome est de (+16) et que le nombre d'électrons dans chaque atome est également de 16e⁻. La localisation du soufre dans la troisième période suggère que ses seize électrons tourbillonnent autour du noyau atomique, formant 3 couches dont la dernière contient 6 électrons de valence. Le nombre d'électrons de valence du soufre correspond au numéro du groupe VI dans lequel il se situe dans le tableau périodique.
Ainsi, le soufre peut abandonner les six électrons de valence, comme dans le cas de la formation d'oxyde de soufre (VI) :
2S⁰ + 3O2⁰ → 2S⁺⁶O₃⁻²
De plus, à la suite de l'oxydation du soufre, 4e⁻ peut être cédé par son atome à un autre élément pour former de l'oxyde de soufre (IV) :
S⁰ + O2⁰ → S⁺4 O2⁻²
Le soufre peut également donner deux électrons pour former du chlorure de soufre (II) :
S⁰ + Cl2⁰ → S⁺² Cl2⁻
Dans les trois réactions ci-dessus, le soufre donne des électrons. Par conséquent, il est oxydé, mais agit en même temps comme agent réducteur pour les atomes d'oxygène O et de chlore Cl. Cependant, dans le cas de la formation de H2S, l'oxydation est le lot des atomes d'hydrogène, puisque ce sont eux qui perdent des électrons, rétablissant ainsi l'énergie externe. niveau d'énergie soufre de six électrons à huit. En conséquence, chaque atome d’hydrogène de sa molécule devient un proton :
Н2⁰-2е⁻ → 2Н⁺,
et la molécule de soufre, au contraire, étant réduite, se transforme en un anion chargé négativement (S⁻²) : S⁰ + 2е⁻ → S⁻²
Ainsi, dans réaction chimique Dans la formation du sulfure d’hydrogène, l’agent oxydant est le soufre.
Du point de vue de la manifestation du soufre dans divers états d’oxydation, une autre interaction intéressante entre l’oxyde de soufre (IV) et le sulfure d’hydrogène est la réaction permettant de produire du soufre libre :
2H₂⁺S-²+ S⁺⁴О₂-²→ 2H₂⁺O-²+ 3S⁰
Comme le montre l’équation de réaction, l’agent oxydant et l’agent réducteur qu’il contient sont des ions soufre. Deux anions soufre (2-) cèdent deux de leurs électrons à l'atome de soufre dans la molécule d'oxyde de soufre (II), ce qui réduit les trois atomes de soufre en soufre libre.
2S-² - 4е⁻→ 2S⁰ - agent réducteur, oxyde ;
S⁺⁴ + 4е⁻→ S⁰ - agent oxydant, réduit.
Leçon 13
Oxyde de soufre (IV). Sulfure d'hydrogène et acide sulfureux et leurs sels
Objectifs de la leçon:
1. Caractériser les propriétés chimiques de l'oxyde de soufre (IV), du sulfure d'hydrogène et des acides sulfureux et de leurs sels, réactions qualitatives aux composés soufrés(résultat du sujet).
2. Continuer à développer la capacité de générer des idées, d'identifier des relations de cause à effet, de rechercher des analogies et de travailler en équipe, d'utiliser des sources d'information alternatives(résultat du métasujet).
3. Formation de compétences pour gérer votre Activités éducatives, préparation à la compréhension du choix d'un parcours scolaire ultérieur(résultat personnel).
Pendant les cours
Se préparer à percevoir du nouveau matériel (10 min)
Enquête auprès des étudiants sur les devoirs.
Apprendre du nouveau matériel (20 min)
Sulfure d'hydrogène H 2 S – gaz incolore, plus lourd que l’air, sent l’œuf pourri. Très toxique. Contenu dans les gaz volcaniques et les eaux minérales.
Obtenu par réaction d'échange :
1. Brûler dans l’air avec une flamme bleue :
2H 2 S+3O 2( cabane .) = 2H 2 O+2SO 2
2H 2 S+O 2( manque .) = 2H 2 O+2S
2. Propriétés réparatrices :
3. Lorsqu'il est dissous dans l'eau, il se forme de l'acide sulfurique qui se dissocie :
4. Interaction avec les alcalis. Forme deux types de sels : les sulfures et les hydrosulfures :
Dioxyde de soufre SO 2 : incolore, avec une odeur âcre, plus lourd que l'air, soluble dans l'eau, toxique.
Oxyde acide.
1. Lorsqu'il est mélangé à l'eau, il forme un composé sulfureux :
Acide sulfureux instable, se décompose facilement en oxyde de soufre (IV) et en eau. Existe uniquement en solutions aqueuses. Forme deux types de sels : les sulfites et les hydrosulfites.
Réaction qualitative aux sulfites
L'acide sulfureux est un acide dibasique inorganique instable de force moyenne. Un composé instable, connu uniquement dans des solutions aqueuses à une concentration ne dépassant pas six pour cent. Lorsqu’on tente d’isoler l’acide sulfureux pur, il se décompose en oxyde de soufre (SO2) et en eau (H2O). Par exemple, lorsque l'acide sulfurique concentré (H2SO4) réagit avec le sulfite de sodium (Na2SO3), de l'oxyde de soufre (SO2) est libéré à la place de l'acide sulfureux. Voici à quoi ressemble la réaction :
Na2SO3 (sulfite de sodium) + H2SO4 (acide sulfurique) = Na2SO4 (sulfate de sodium) + SO2 (dioxyde de soufre) + H2O (eau)
Solution d'acide sulfureux
Lors du stockage, il est nécessaire d'exclure l'accès à l'air. Sinon, l'acide sulfureux, absorbant lentement l'oxygène (O2), se transformera en acide sulfurique.
2H2SO3 (acide sulfurique) + O2 (oxygène) = 2H2SO4 (acide sulfurique)
Les solutions d'acide sulfureux ont une odeur assez particulière (rappelant celle qui persiste après l'allumage d'une allumette), dont la présence peut s'expliquer par la présence d'oxyde de soufre (SO2), qui n'est pas chimiquement lié à l'eau.
Propriétés chimiques de l'acide sulfureux
1. H2SO3) peut être utilisé comme agent réducteur ou agent oxydant.
H2SO3 est un bon agent réducteur. Avec son aide, il est possible d'obtenir des halogénures d'hydrogène à partir d'halogènes libres. Par exemple:
H2SO3 (acide sulfurique) + Cl2 (chlore, gaz) + H2O (eau) = H2SO4 (acide sulfurique) + 2HCl ( acide hydrochlorique)
Mais lorsqu’il interagit avec des agents réducteurs puissants, cet acide agira comme un agent oxydant. Un exemple est la réaction de l'acide sulfureux avec le sulfure d'hydrogène :
H2SO3 (acide sulfurique) + 2H2S (sulfure d'hydrogène) = 3S (soufre) + 3H2O (eau)
2. Le composé chimique que nous considérons forme deux sulfites (moyens) et hydrosulfites (acides). Ces sels sont des agents réducteurs, tout comme l'acide sulfureux (H2SO3). Lorsqu'ils sont oxydés, des sels d'acide sulfurique se forment. Lorsque les sulfites de métaux actifs sont calcinés, des sulfates et des sulfures se forment. Il s’agit d’une réaction d’auto-oxydation-auto-guérison. Par exemple:
4Na2SO3 (sulfite de sodium) = Na2S + 3Na2SO4 (sulfite de sodium)
Les sulfites de sodium et de potassium (Na2SO3 et K2SO3) sont utilisés dans la teinture des tissus dans l'industrie textile, dans le blanchiment des métaux et en photographie. L'hydrosulfite de calcium (Ca(HSO3)2), qui existe uniquement en solution, est utilisé pour transformer le bois en une pâte au sulfite spéciale. Il est ensuite utilisé pour fabriquer du papier.
Application d'acide sulfureux
L'acide sulfureux est utilisé :
Pour blanchir la laine, la soie, la pâte de bois, le papier et autres substances similaires qui ne résistent pas au blanchiment avec des agents oxydants plus puissants (par exemple le chlore) ;
Comme conservateur et antiseptique, par exemple pour empêcher la fermentation des céréales lors de la production d'amidon ou pour empêcher le processus de fermentation dans les fûts de vin ;
Pour conserver les aliments, par exemple lors de la mise en conserve de légumes et de fruits ;
Transformé en pâte au sulfite, à partir de laquelle du papier est ensuite produit. Dans ce cas, une solution d'hydrosulfite de calcium (Ca(HSO3)2) est utilisée, qui dissout la lignine, une substance spéciale qui lie les fibres de cellulose.
Acide sulfureux : préparation
Cet acide peut être produit en dissolvant du dioxyde de soufre (SO2) dans de l'eau (H2O). Vous aurez besoin d'acide sulfurique concentré (H2SO4), de cuivre (Cu) et d'un tube à essai. Algorithme d'actions :
1. Versez délicatement de l'acide sulfurique concentré dans un tube à essai, puis placez-y un morceau de cuivre. Chauffer. La réaction suivante se produit :
Cu (cuivre) + 2H2SO4 (acide sulfurique) = CuSO4 (sulfate de soufre) + SO2 (dioxyde de soufre) + H2O (eau)
2. Le flux de dioxyde de soufre doit être dirigé dans un tube à essai contenant de l'eau. Lorsqu'il se dissout, il se produit partiellement avec l'eau, entraînant la formation d'acide sulfureux :
SO2 (dioxyde de soufre) + H2O (eau) = H2SO3
Ainsi, en faisant passer du dioxyde de soufre dans l’eau, vous pouvez obtenir de l’acide sulfureux. Il convient de noter que ce gaz a un effet irritant sur les membranes des voies respiratoires, peut provoquer une inflammation ainsi qu'une perte d'appétit. L'inhalation prolongée peut entraîner une perte de conscience. Ce gaz doit être manipulé avec une extrême prudence et précaution.