OSZAYTSEV
KSIĄŻKA CHEMIA
DLA NAUCZYCIELI SZKOŁY ŚREDNIE,
STUDENCI UNIWERSYTETU PEDAGOGICZNEGO ORAZ UCZNIOWIE KLAS 9–10,
KTÓRZY POSTANOWILI POWIEDZIĆ SIĘ CHEMII I NAUKOM PRZYRODNICZYM
PODRĘCZNIK ZADANIOWY LABORATORIUM PRAKTYCZNE HISTORIE NAUKOWE DO CZYTANIA
Kontynuacja. Patrz nr 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. Reakcje redoks
BADANIA LABORATORYJNE
(kontynuacja)
2. Ozon jest środkiem utleniającym.
Ozon jest najważniejszą substancją dla przyrody i człowieka.
Ozon tworzy ozonosferę wokół Ziemi na wysokości od 10 do 50 km, z maksymalną zawartością ozonu na wysokości 20–25 km. Znajdując się w górnych warstwach atmosfery, ozon nie przepuszcza większości promieni ultrafioletowych Słońca, które mają szkodliwy wpływ na ludzi, zwierzęta i flora. W ostatnie lata Odkryto obszary ozonosfery o znacznie obniżonej zawartości ozonu, tzw. dziury ozonowe. Nie wiadomo, czy dziury ozonowe powstały już wcześniej. Niejasne są także przyczyny ich występowania. Uważa się, że freony zawierające chlor z lodówek i puszek po perfumach promieniowanie ultrafioletowe Słońce uwalnia atomy chloru, które reagują z ozonem i w ten sposób zmniejszają jego stężenie w górnych warstwach atmosfery. Naukowcy są niezwykle zaniepokojeni niebezpieczeństwem dziur ozonowych w atmosferze.
W niższych warstwach atmosfery ozon powstaje w wyniku szeregu kolejnych reakcji pomiędzy tlenem atmosferycznym i tlenkami azotu emitowanymi przez źle wyregulowane silniki samochodowe oraz wyładowaniami z linii wysokiego napięcia.
Ozon jest bardzo szkodliwy dla oddychania - niszczy tkankę oskrzeli i płuc. Ozon jest wyjątkowo toksyczny (silniejszy niż tlenek węgla). Maksymalne dopuszczalne stężenie w powietrzu wynosi 10–5%.
Ozon wraz z chlorem służy do uzdatniania wody w celu rozkładu zanieczyszczeń organicznych i zabicia bakterii. Jednak zarówno chlorowanie, jak i ozonowanie wody ma swoje zalety i wady. Podczas chlorowania wody bakterie ulegają niemal całkowitemu zniszczeniu, powstają natomiast szkodliwe dla zdrowia substancje organiczne o charakterze rakotwórczym (sprzyjające rozwojowi nowotworów) – dioksyny i podobne związki. Podczas ozonowania wody takie substancje nie powstają, jednak ozon nie zabija wszystkich bakterii, a pozostałe żywe bakterie po pewnym czasie rozmnażają się obficie, wchłaniając resztki zabitych bakterii, a woda staje się jeszcze bardziej zanieczyszczona florą bakteryjną. Dlatego ozonowanie wody pitnej najlepiej stosować, gdy zostanie ona szybko zużyta. Ozonowanie wody w basenach jest bardzo skuteczne, gdy woda krąży w sposób ciągły przez ozonizator. Ozon wykorzystuje się także do oczyszczania powietrza. Jest to jeden z przyjaznych dla środowiska utleniaczy, który nie pozostawia szkodliwych produktów rozkładu.
Ozon utlenia prawie wszystkie metale z wyjątkiem metali z grupy złota i platyny.
Metody chemiczne produkcja ozonu jest nieefektywna lub zbyt niebezpieczna. Dlatego radzimy pozyskać ozon zmieszany z powietrzem w ozonatorze (efekt słabego wyładowania elektrycznego na tlen) dostępnym w szkolnej pracowni fizycznej.
Ozon najczęściej uzyskuje się poprzez działanie na gazowy tlen przy cichym wyładowaniu elektrycznym (bez jarzeniówki i iskier), które zachodzi pomiędzy ściankami naczyń wewnętrznych i zewnętrznych ozonatora. Najprostszy ozonator można łatwo wykonać ze szklanych rurek z korkami. Jak to zrobić, zrozumiesz z ryc. 8.4. Elektrodą wewnętrzną jest metalowy pręt (długi gwóźdź), elektrodą zewnętrzną jest spirala druciana. Powietrze można wydmuchać pompką akwariową lub gumową gruszką z butelki ze spryskiwaczem. Na ryc. 8.4 Elektroda wewnętrzna znajduje się w szklanej rurce ( Jak myślisz, dlaczego?), ale można zmontować ozonator bez niego.
 |
Gumowe zatyczki szybko ulegają korozji pod wpływem ozonu. Wysokie napięcie
Wygodnie jest uzyskać z cewki indukcyjnej układu zapłonowego samochodu poprzez ciągłe otwieranie połączenia ze źródłem niskiego napięcia (akumulatorem lub prostownikiem 12 V).
Ozon można wykryć jakościowo za pomocą roztworu skrobi i jodku potasu. W roztworze tym można namoczyć pasek bibuły filtracyjnej lub roztwór dodać do ozonowanej wody i przez roztwór w probówce przepuścić powietrze z ozonem. Tlen nie reaguje z jonem jodkowym.
Równanie reakcji:
2I – + O 3 + H 2 O = Ja 2 + O 2 + 2OH – .
Zapisz równania reakcji wzmocnienia i utraty elektronów.
Do ozonatora doprowadzić pasek bibuły filtracyjnej zwilżonej tym roztworem. (Dlaczego roztwór jodku potasu musi zawierać skrobię?) Nadtlenek wodoru zakłóca oznaczanie ozonu tą metodą. (Dlaczego?).
Oblicz pole elektromagnetyczne reakcji, korzystając z potencjałów elektrod:
3. Właściwości redukcyjne siarkowodoru i jonu siarczkowego.
Siarkowodór to bezbarwny gaz o zapachu zgniłych jaj (niektóre białka zawierają siarkę).
Aby przeprowadzić eksperymenty z siarkowodorem, można użyć gazowego siarkowodoru, przepuszczając go przez roztwór z badaną substancją lub dodać do badanych roztworów wcześniej przygotowaną wodę siarkowodorową (jest to wygodniejsze). Za pomocą roztworu siarczku sodu można przeprowadzić wiele reakcji (reakcje z jonem siarczkowym S 2–).
Pracuj z siarkowodorem tylko w przeciągu! Mieszaniny siarkowodoru z powietrzem palą się wybuchowo.
Siarkowodór zwykle wytwarza się w aparacie Kippa w wyniku reakcji 25% kwasu siarkowego (rozcieńczonego 1:4) lub 20% kwasu solnego (rozcieńczonego 1:1) z siarczkiem żelaza w postaci kawałków o wielkości 1–2 cm. Równanie reakcji:
FeS (cr.) + 2H + = Fe 2+ + H 2 S (g.).
Niewielkie ilości siarkowodoru można otrzymać umieszczając krystaliczny siarczek sodu w zakorkowanej kolbie, przez którą przepuszcza się wkraplacz z kranem i rurką wylotową. Powoli wlewaj z lejka 5–10% kwas solny (dlaczego nie siarka?) kolbę stale wytrząsa się, aby uniknąć miejscowego gromadzenia się nieprzereagowanego kwasu. Jeżeli nie zostanie to zrobione, nieoczekiwane wymieszanie składników może doprowadzić do gwałtownej reakcji, wyrzucenia korka i zniszczenia kolby.
Jednolity przepływ siarkowodoru uzyskuje się poprzez ogrzewanie związków organicznych bogatych w wodór, takich jak parafina, z siarką (1 część parafiny na 1 część siarki, 300°C).
Aby otrzymać wodę siarkowodorową, siarkowodór przepuszcza się przez wodę destylowaną (lub przegotowaną). Około trzech objętości gazowego siarkowodoru rozpuszcza się w jednej objętości wody. Stojąc w powietrzu, woda siarkowodorowa stopniowo staje się mętna. (Dlaczego?).
Siarkowodór jest silnym czynnikiem redukującym: redukuje halogeny do halogenowodorów, kwas siarkowy– na dwutlenek siarki i siarkę.
Siarkowodór jest trujący. Maksymalne dopuszczalne stężenie w powietrzu wynosi 0,01 mg/l. Nawet w niskich stężeniach siarkowodór podrażnia oczy i drogi oddechowe oraz powoduje bóle głowy. Stężenia powyżej 0,5 mg/l stanowią zagrożenie dla życia. Przy wyższych stężeniach ma to wpływ układ nerwowy. Wdychanie siarkowodoru może spowodować zatrzymanie akcji serca i układu oddechowego. Czasami w jaskiniach i studniach kanalizacyjnych gromadzi się siarkowodór, a osoba tam uwięziona natychmiast traci przytomność i umiera.
Jednocześnie kąpiele siarkowodorowe mają działanie lecznicze na organizm ludzki.
3a. Reakcja siarkowodoru z nadtlenkiem wodoru.
Zbadaj wpływ roztworu nadtlenku wodoru na wodę siarkowodorową lub roztwór siarczku sodu.
Na podstawie wyników doświadczeń ułóż równania reakcji. Oblicz pole elektromagnetyczne reakcji i wyciągnij wniosek na temat możliwości jego przejścia.
3b. Reakcja siarkowodoru z kwasem siarkowym.
Do probówki z 2–3 ml wody siarkowodorowej (lub roztworu siarczku sodu) wlać kroplami stężony kwas siarkowy. (ostrożnie!) aż do pojawienia się zmętnienia. Co to za substancja? Jakie inne produkty mogą powstać w tej reakcji?
Napisz równania reakcji. Oblicz emf reakcji za pomocą potencjały elektrod:
4. Dwutlenek siarki i jon siarczynowy.
Dwutlenek siarki, dwutlenek siarki, jest najważniejszą substancją zanieczyszczającą atmosferę emitowaną przez silniki samochodowe podczas stosowania słabo oczyszczonej benzyny oraz przez piece, w których spalane są węgle, torf lub olej opałowy zawierające siarkę.
Każdego roku w wyniku spalania węgla i ropy do atmosfery przedostają się miliony ton dwutlenku siarki. Dwutlenek siarki występuje naturalnie w gazach wulkanicznych. Dwutlenek siarki utlenia się pod wpływem tlenu atmosferycznego do trójtlenku siarki, który absorbując wodę (parę) zamienia się w kwas siarkowy. Padające kwaśne deszcze niszczą cementowe części budynków, zabytki architektury
rzeźby wyrzeźbione w kamieniu. Kwaśne deszcze spowalniają wzrost roślin, a nawet prowadzą do ich śmierci oraz zabijają organizmy żywe w zbiornikach wodnych. Deszcze takie wypłukują z gruntów ornych słabo rozpuszczalne w wodzie nawozy fosforowe, które po przedostaniu się do zbiorników wodnych powodują szybki rozwój glonów oraz szybkie zalewanie stawów i rzek.
Dwutlenek siarki można otrzymać umieszczając 5–10 g siarczynu sodu w kolbie zamkniętej korkiem z rurką wylotową i wkraplaczem. Z wkraplacza dodać 10 ml stężonego kwasu siarkowego (szczególna ostrożność!) wlewaj kropla po kropli na kryształy siarczynu sodu. Zamiast krystalicznego siarczynu sodu można użyć jego nasyconego roztworu.
Dwutlenek siarki można również wytwarzać w reakcji miedzi metalicznej i kwasu siarkowego. W kolbie okrągłodennej wyposażonej w korek z rurką wylotową gazu i wkraplaczem umieścić wióry miedzi lub kawałki drutu i wlać z wkraplacza odrobinę kwasu siarkowego (na 10 g należy pobrać około 6 ml stężonego kwasu siarkowego). miedzi). Aby rozpocząć reakcję, lekko ogrzej kolbę. Następnie kropla po kropli dodawaj kwas. Napisz równania przyjmowania i utraty elektronów oraz równanie całkowite.
Właściwości dwutlenku siarki można badać przepuszczając gaz przez roztwór odczynnika lub w postaci roztworu wodnego (kwas siarkawy). Te same wyniki uzyskuje się, stosując zakwaszone roztwory siarczynów sodu Na 2 SO 3 i siarczynów potasu K 2 SO 3. W jednej objętości wody rozpuszcza się do czterdziestu objętości dwutlenku siarki (otrzymuje się roztwór ~6%).
Dwutlenek siarki jest toksyczny. Przy łagodnym zatruciu zaczyna się kaszel, katar, pojawiają się łzy i zaczynają się zawroty głowy. Zwiększenie dawki prowadzi do zatrzymania oddechu.
4a. Oddziaływanie kwasu siarkawego z nadtlenkiem wodoru.
Przewidzieć produkty reakcji kwasu siarkowego i nadtlenku wodoru. Sprawdź swoje założenia doświadczeniem.
Tę samą ilość 3% roztworu nadtlenku wodoru dodać do 2–3 ml kwasu siarkawego. Jak udowodnić powstanie oczekiwanych produktów reakcji?
Powtórz ten sam eksperyment z zakwaszonymi i zasadowymi roztworami siarczynu sodu.
Napisz równania reakcji i oblicz emf procesu.
Wybierz potrzebne potencjały elektrod:
4b. Reakcja pomiędzy dwutlenkiem siarki i siarkowodorem.
Reakcja ta zachodzi pomiędzy gazowym SO 2 i H 2 S i służy do wytworzenia siarki. Reakcja jest również interesująca, ponieważ te dwie zanieczyszczenia powietrza wzajemnie się niszczą.
Czy ta reakcja zachodzi pomiędzy roztworami siarkowodoru i dwutlenku siarki? Odpowiedz na to pytanie swoim doświadczeniem.
Spróbuj przeprowadzić termodynamiczne obliczenia możliwości reakcji.
Właściwości termodynamiczne substancji umożliwiające określenie możliwości reakcji między substancjami gazowymi są następujące:
W jakim stanie substancji – gazowym czy w roztworze – reakcje są bardziej preferowane?
Siarkowodór (H₂S) to bezbarwny gaz o zapachu zgniłych jaj. Jest gęstszy niż wodór. Siarkowodór jest śmiertelnie trujący dla ludzi i zwierząt. Nawet niewielka jego ilość w powietrzu wywołuje zawroty głowy i mdłości, najgorsze jednak jest to, że po dłuższym wdychaniu tego zapachu już nie czuć. Na zatrucie siarkowodorem istnieje jednak proste antidotum: kawałek wybielacza należy zawinąć w chusteczkę, następnie zwilżyć i przez chwilę powąchać opakowanie. Siarkowodór powstaje w wyniku reakcji siarki z wodorem w temperaturze 350 °C:
H₂ + S → H₂S
Jest to reakcja redoks: podczas niej zmieniają się stopnie utlenienia uczestniczących w niej pierwiastków.
W warunkach laboratoryjnych siarkowodór wytwarza się przez działanie siarczku żelaza kwasem siarkowym lub solnym:
FeS + 2HCl → FeCl₂ + H₂S
Jest to reakcja wymiany: w niej oddziałujące substancje wymieniają swoje jony. Proces ten zazwyczaj przeprowadza się przy użyciu aparatu Kippa.
Aparat Kippa
Właściwości siarkowodoru
Podczas spalania siarkowodoru powstaje tlenek siarki 4 i para wodna:
2H₂S + 3О₂ → 2Н₂О + 2SO₂
H₂S pali się niebieskawym płomieniem, a jeśli postawisz nad nim odwróconą zlewkę, na jego ściankach pojawi się przezroczysty kondensat (woda).
Jednak przy niewielkim spadku temperatury reakcja ta przebiega nieco inaczej: na ściankach wstępnie schłodzonego szkła pojawi się żółtawa powłoka wolnej siarki:
2H₂S + O₂ → 2H₂O + 2S
Na tej reakcji opiera się przemysłowa metoda produkcji siarki.
Po zapaleniu przygotowanej gazowej mieszaniny siarkowodoru i tlenu następuje eksplozja.
W wyniku reakcji siarkowodoru i tlenku siarki (IV) powstaje również wolna siarka:
2H₂S + SO₂ → 2H₂O + 3S
Siarkowodór jest rozpuszczalny w wodzie, a trzy objętości tego gazu mogą rozpuścić się w jednej objętości wody, tworząc słaby i niestabilny kwas wodorosiarczynowy (H₂S). Kwas ten nazywany jest także wodą siarkowodorową. Jak widać, wzory gazowego siarkowodoru i kwasu siarkowodorowego są zapisywane w ten sam sposób.
Jeśli roztwór soli ołowiu zostanie dodany do kwasu wodorosiarczkowego, powstanie czarny osad siarczku ołowiu:
Jest to reakcja jakościowa służąca do wykrywania siarkowodoru. Wykazuje także zdolność kwasu wodorosiarczkowego do wchodzenia w reakcje wymiany z roztworami soli. Zatem każda rozpuszczalna sól ołowiu jest odczynnikiem siarkowodoru. Charakterystyczną barwę mają także niektóre inne siarczki metali, np.: siarczek cynku ZnS – biały, siarczek kadmu CdS – żółty, siarczek miedzi CuS – czarny, siarczek antymonu Sb₂S₃ – czerwony.
Nawiasem mówiąc, siarkowodór jest gazem niestabilnym i po podgrzaniu prawie całkowicie rozkłada się na wodór i wolną siarkę:
H₂S → H₂ + S
Siarkowodór intensywnie oddziałuje z wodnymi roztworami halogenów:
H₂S + 4Cl₂ + 4H₂O → H₂SO₄ + 8HCl
Siarkowodór w przyrodzie i działalności człowieka
Siarkowodór jest składnikiem gazów wulkanicznych, gazu ziemnego i gazów towarzyszących złożom naftowym. W naturze jest go mnóstwo wody mineralne na przykład na Morzu Czarnym leży na głębokości 150 metrów i poniżej.
Stosuje się siarkowodór:
- w medycynie (leczenie kąpielami siarkowodorowymi i wodami mineralnymi);
- w przemyśle (produkcja siarki, kwasu siarkowego i siarczków);
- w chemii analitycznej (do wytrącania siarczków metali ciężkich, które zwykle są nierozpuszczalne);
- w syntezie organicznej (do produkcji siarkowych analogów alkoholi organicznych (merkaptanów) i tiofenu (węglowodoru aromatycznego zawierającego siarkę). Kolejnym rozwijającym się w ostatnim czasie obszarem nauki jest energia siarkowodoru. Wytwarzanie energii ze złóż siarkowodoru z dna Morza Czarnego jest poważnie badany.
Charakter reakcji redoks siarki i wodoru
Reakcją powstawania siarkowodoru jest redoks:
Н₂⁰ + S⁰ → H₂⁺S²⁻
Proces oddziaływania siarki z wodorem można łatwo wytłumaczyć budową ich atomów. Wodór zajmuje pierwsze miejsce w układzie okresowym, dlatego ładunek jego jądra atomowego jest równy (+1), a wokół jądra atomowego krąży 1 elektron. Wodór łatwo oddaje swój elektron atomom innych pierwiastków, zamieniając się w dodatnio naładowany jon wodoru – proton:
Н⁰ -1е⁻= Н⁺
Siarka znajduje się na szesnastej pozycji w układzie okresowym. Oznacza to, że ładunek jądra jego atomu wynosi (+16), a liczba elektronów w każdym atomie również wynosi 16e⁻. Położenie siarki w trzecim okresie sugeruje, że jej szesnaście elektronów wiruje wokół jądra atomowego, tworząc 3 warstwy, z których ostatnia zawiera 6 elektronów walencyjnych. Liczba elektronów walencyjnych siarki odpowiada numerowi grupy VI, w której znajduje się ona w układzie okresowym.
Zatem siarka może oddać wszystkie sześć elektronów walencyjnych, jak w przypadku powstawania tlenku siarki(VI):
2S⁰ + 3O2⁰ → 2S⁺⁶O₃⁻²
Ponadto w wyniku utlenienia siarki 4e⁻ może zostać oddany przez swój atom innemu pierwiastkowi, tworząc tlenek siarki(IV):
S⁰ + O2⁰ → S⁺4 O2⁻²
Siarka może również oddać dwa elektrony, tworząc chlorek siarki (II):
S⁰ + Cl2⁰ → S⁺² Cl2⁻
We wszystkich trzech powyższych reakcjach siarka oddaje elektrony. W konsekwencji ulega utlenieniu, ale jednocześnie działa jako środek redukujący atomy tlenu O i chlor Cl. Jednakże w przypadku powstawania H2S utlenianie dotyczy dużej ilości atomów wodoru, gdyż to one tracą elektrony, przywracając poziom energii siarka z sześciu elektronów do ośmiu. W rezultacie każdy atom wodoru w cząsteczce staje się protonem:
Н2⁰-2е⁻ → 2Н⁺,
a cząsteczka siarki, przeciwnie, po redukcji zamienia się w ujemnie naładowany anion (S⁻²): S⁰ + 2е⁻ → S⁻²
Zatem w reakcja chemiczna Przy tworzeniu się siarkowodoru środkiem utleniającym jest siarka.
Z punktu widzenia występowania siarki na różnych stopniach utlenienia, kolejną interesującą interakcją pomiędzy tlenkiem siarki(IV) i siarkowodorem jest reakcja, w wyniku której powstaje wolna siarka:
2H₂⁺S-²+ S⁺⁴О₂-² → 2H₂⁺O-²+ 3S⁰
Jak widać z równania reakcji, zarówno środkiem utleniającym, jak i środkiem redukującym w nim są jony siarki. Dwa aniony siarki (2-) oddają dwa swoje elektrony atomowi siarki w cząsteczce tlenku siarki(II), w wyniku czego wszystkie trzy atomy siarki ulegają redukcji do wolnej siarki.
2S-² - 4е⁻ → 2S⁰ - środek redukujący, utlenia się;
S⁺⁴ + 4е⁻ → S⁰ - utleniacz, zredukowany.
Lekcja 13
Tlenek siarki(IV). Siarkowodór i kwas siarkowy i ich sole
Cele lekcji:
1. Scharakteryzować właściwości chemiczne tlenku siarki (IV), siarkowodoru i kwasów siarkawych oraz ich soli, reakcje jakościowe na związki siarki(wynik przedmiotowy).
2. Kontynuuj rozwijanie umiejętności generowania pomysłów, identyfikowania związków przyczynowo-skutkowych, szukania analogii i pracy w zespole, korzystania z alternatywnych źródeł informacji(wynik metaprzedmiotowy).
3. Kształtowanie umiejętności zarządzania swoim działalność edukacyjna, przygotowanie do zrozumienia wyboru dalszej ścieżki edukacyjnej(wynik osobisty).
Postęp lekcji
Przygotowanie do odbioru nowego materiału (10 min)
Ankieta wśród uczniów na temat prac domowych.
Nauka nowego materiału (20 min)
Siarkowodór H 2 S – bezbarwny gaz, cięższy od powietrza, ma zapach zgniłych jaj. Bardzo trujący. Zawarty w gazach wulkanicznych i wodach mineralnych.
Otrzymane w wyniku reakcji wymiany:
1. Spalanie w powietrzu niebieskim płomieniem:
2H 2 S+3O 2( chata .) = 2H 2 O+2SO 2
2H 2 S+O 2( brak .) = 2H 2 O+2S
2. Właściwości regenerujące:
3. Po rozpuszczeniu w wodzie powstaje kwas wodorosiarczynowy, który dysocjuje:
4. Interakcja z alkaliami. Tworzy dwa rodzaje soli: siarczki i wodorosiarczki:
Dwutlenek siarki SO 2 : bezbarwny, o ostrym zapachu, cięższy od powietrza, rozpuszczalny w wodzie, trujący.
Tlenek kwasowy.
1. Po zmieszaniu z wodą tworzy związek siarki:
Kwas siarkowy niestabilny, łatwo rozkłada się na tlenek siarki (IV) i wodę. Występuje tylko w roztworach wodnych. Tworzy dwa rodzaje soli: siarczyny i wodorosiarczyny.
Jakościowa reakcja na siarczyny
Kwas siarkawy jest nieorganicznym, niestabilnym kwasem dwuzasadowym o średniej mocy. Związek niestabilny, znany tylko w roztworach wodnych w stężeniu nie większym niż sześć procent. Próbując wyizolować czysty kwas siarkawy, rozkłada się on na tlenek siarki (SO2) i wodę (H2O). Na przykład, gdy stężony kwas siarkowy (H2SO4) reaguje z siarczynem sodu (Na2SO3), zamiast kwasu siarkawego uwalnia się tlenek siarki (SO2). Tak wygląda reakcja:
Na2SO3 (siarczyn sodu) + H2SO4 (kwas siarkowy) = Na2SO4 (siarczan sodu) + SO2 (dwutlenek siarki) + H2O (woda)
Roztwór kwasu siarkowego
Podczas przechowywania należy wykluczyć dostęp powietrza. W przeciwnym razie kwas siarkowy, powoli absorbujący tlen (O2), zamieni się w kwas siarkowy.
2H2SO3 (kwas siarkowy) + O2 (tlen) = 2H2SO4 (kwas siarkowy)
Roztwory kwasu siarkawego mają dość specyficzny zapach (przypominający zapach pozostały po zapaleniu zapałki), którego obecność można wytłumaczyć obecnością tlenku siarki (SO2), który nie jest związany chemicznie z wodą.
Właściwości chemiczne kwasu siarkowego
1. H2SO3) można stosować jako środek redukujący lub utleniający.
H2SO3 jest dobrym środkiem redukującym. Za jego pomocą można uzyskać halogenowodory z wolnych halogenów. Na przykład:
H2SO3 (kwas siarkowy) + Cl2 (chlor, gaz) + H2O (woda) = H2SO4 (kwas siarkowy) + 2HCl ( kwas chlorowodorowy)
Ale podczas interakcji z silnymi środkami redukującymi kwas ten będzie działał jako środek utleniający. Przykładem jest reakcja kwasu siarkawego z siarkowodorem:
H2SO3 (kwas siarkowy) + 2H2S (siarkowodór) = 3S (siarka) + 3H2O (woda)
2. Rozważany przez nas związek chemiczny tworzy dwa - siarczyny (średnie) i podsiarczyny (kwaśne). Sole te są środkami redukującymi, podobnie jak kwas siarkawy (H2SO3). Po utlenieniu tworzą się sole kwasu siarkowego. Podczas kalcynacji siarczynów metali aktywnych powstają siarczany i siarczki. Jest to reakcja samoutlenienia i samoleczenia. Na przykład:
4Na2SO3 (siarczyn sodu) = Na2S + 3Na2SO4 (siarczan sodu)
Siarczyny sodu i potasu (Na2SO3 i K2SO3) wykorzystywane są do barwienia tkanin w przemyśle tekstylnym, do wybielania metali i w fotografii. Wodorosiarczyn wapnia (Ca(HSO3)2), występujący wyłącznie w roztworze, służy do przerobu materiału drzewnego na specjalną masę siarczynową. Następnie wykorzystuje się go do produkcji papieru.
Zastosowanie kwasu siarkowego
Stosowany jest kwas siarkowy:
Do wybielania wełny, jedwabiu, miazgi drzewnej, papieru i innych podobnych substancji, które nie wytrzymują wybielania silniejszymi środkami utleniającymi (na przykład chlorem);
Jako środek konserwujący i antyseptyczny, na przykład zapobiegający fermentacji zbóż podczas produkcji skrobi lub zapobiegający procesowi fermentacji w beczkach po winie;
Do konserwowania żywności, na przykład podczas konserwowania warzyw i owoców;
Przetwarzany na masę siarczynową, z której następnie produkowany jest papier. W tym przypadku stosuje się roztwór podsiarczynu wapnia (Ca(HSO3)2), który rozpuszcza ligninę, czyli specjalną substancję wiążącą włókna celulozowe.
Kwas siarkawy: preparat
Kwas ten można wytworzyć poprzez rozpuszczenie dwutlenku siarki (SO2) w wodzie (H2O). Będziesz potrzebował stężonego kwasu siarkowego (H2SO4), miedzi (Cu) i probówki. Algorytm działań:
1. Do probówki ostrożnie wlej stężony kwas siarkowy, a następnie umieść w niej kawałek miedzi. Podgrzać. Zachodzi następująca reakcja:
Cu (miedź) + 2H2SO4 (kwas siarkowy) = CuSO4 (siarczan siarki) + SO2 (dwutlenek siarki) + H2O (woda)
2. Strumień dwutlenku siarki należy skierować do probówki z wodą. Po rozpuszczeniu częściowo łączy się z wodą, w wyniku czego powstaje kwas siarkawy:
SO2 (dwutlenek siarki) + H2O (woda) = H2SO3
Tak więc, przepuszczając dwutlenek siarki przez wodę, można uzyskać kwas siarkowy. Warto wziąć pod uwagę, że gaz ten działa drażniąco na błony dróg oddechowych, może powodować stany zapalne, a także utratę apetytu. Wdychanie przez dłuższy czas może spowodować utratę przytomności. Z gazem tym należy obchodzić się ze szczególną ostrożnością i ostrożnością.