Kwas siarkawy jest nieorganicznym, niestabilnym kwasem dwuzasadowym o średniej mocy. Związek niestabilny, znany tylko w roztworach wodnych w stężeniu nie większym niż sześć procent. Podczas próby wyizolowania czystego kwasu siarkowego 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 do 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 kwas siarkowy
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 solny)
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 utleniaczami (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;
Przerabiany 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.
Slajd 2
Siarka
Siarka jest chalkogenem, dość reaktywnym niemetalem. Istnieją trzy alotropowe modyfikacje siarki: ortorombowa jednoskośna plastikowa S8
Slajd 3
Charakterystyka siarki
Serav PSHE: pozycja (okres, grupa) struktura atomowa właściwości pierwiastka według okresu / głównie p/g wyższy tlenek wyższy wodorotlenek LVS
Slajd 4
Paragon
Podczas spuszczania roztworów siarkowodoru i kwasów siarkawych: H2SO3 + 2H2S = 3S + 3H2O Gdy siarkowodór jest niecałkowicie spalony (przy braku powietrza): 2H2S + O2 = 2S + 2H2O
Slajd 5
Właściwości chemiczne
Nie zwilża i nie reaguje z wodą. Utleniacz reaguje z: metalami (oprócz złota) Hg + S = HgS (neutralizacja rozlanej rtęci) wodorem i niemetalami, których m.in. mniej (węgla, fosforu itp.)
Slajd 6
Jak reduktor reaguje z: tlenem, chlorem, fluorem
Slajd 7
S-2(ze mną, C, P, H2): C + 2S = CS2 H2 + S = H2S S0 S S+2 S + Cl2 = SCl2 S+4 S + O2 = SO2H2SO3 S+6 S + 3F2 = SF6H2SO4 wzmocnienie zdolności utleniających jonów
Slajd 8
Siarkowodór
H2S – siarkowodór. Jego roztwór w wodzie nazywa się kwasem wodorosiarczkowym. Kwas jest słaby dwuzasadowy, dlatego dysocjuje etapowo: I: H2S ↔ H+ + HS– II: HS– ↔ H+ + S–
Slajd 9
Wykazuje wszystkie właściwości kwasów. Reaguje z: tlenki zasadowe: H2S + CaO = CaS + H2O zasady: H2S + KOH ↔ KHS + H2O H2S + OH– ↔ HS– + H2O H2S + 2KOH ↔ K2S + H2O H2S + 2OH– ↔ S2– + H2O
Slajd 10
sole: CuCO3 + H2S = CuS + H2CO3 metale: Ca + H2S = CaS + H2
Slajd 11
Właściwości soli
Sole kwasowe kwasu wodorosiarczkowego – wodorosiarczki (KHS, NaHS) są dobrze rozpuszczalne w wodzie. Rozpuszczalne są także siarczki metali alkalicznych i metali ziem alkalicznych. Siarczki innych metali są nierozpuszczalne w wodzie, a siarczki miedzi, ołowiu, srebra, rtęci i innych metali ciężkich są nierozpuszczalne nawet w kwasach (z wyjątkiem azotu).
Slajd 12
Utlenianie siarkowodoru
Siarkowodór łatwo utlenia się pod wpływem tlenu (jak przy nadmiarze O2 i niedoborze?). Woda bromowa Br2: H2S + Br2 = 2HBr + S↓ żółto-pomarańczowy bezbarwny
Slajd 13
Tlenek siarki(IV).
SO2 – gazowy dwutlenek siarki. Reaguje z wodą tworząc H2SO3. Typowy tlenek kwasowy. Reaguje z zasadami (powstają sól (siarczyn lub podsiarczyn) i woda) i zasadowymi tlenkami (powstaje tylko sól).
Slajd 14
Otrzymywany przez: spalanie siarki, prażenie pirytu, działanie kwasów na siarczyny, oddziaływanie stęż. kwas siarkowy i ciężka metamfetamina
Slajd 15
Tlenek siarki(VI).
SO3 jest tlenkiem kwasowym. Reaguje z wodą tworząc H2SO4, z zasadami (powstaje sól (siarczan lub wodorosiarczan) i woda) oraz zasadowymi tlenkami. Otrzymywany przez utlenianie dwutlenku siarki. Rozpuszcza się w kwasie siarkowym tworząc oleum: H2SO4 + nSO3 = H2SO4 nSO3 oleum
Slajd 16
Kwas Siarkowy
Kwas siarkowy H2SO4 jest ciężką, bezwonną i bezbarwną oleistą cieczą. Przy stężeniu > 70% kwas siarkowy nazywa się stężonym, poniżej 70% - rozcieńczonym. Dysocjację kwasu siarkowego wyraża równanie: H2SO4 ↔ 2H++ SO42–
Slajd 17
Kwas reaguje z amofeterycznymi i zasadowymi tlenkami i wodorotlenkami, solami: H2SO4 + BaCl2 = BaSO4↓ + HCl Ta ostatnia reakcja jest jakościowa dla jonu SO42– (powstaje nierozpuszczalny biały osad).
Slajd 18
H2SO4 H2SO4 +1 +6 -2 H2SO4 +1 +6 -2 rozcieńczony stężony H+ ― utleniacz 2H+ + 2e– = H2 S+6 ― utleniacz S+6 +8e– +6e– +2e– S-2 (H2S ) S0 (S)S+4 (SO2)
Slajd 19
Wszystkie metale z szeregu aktywności aż do wodoru reagują z rozcieńczonym kwasem siarkowym. Podczas reakcji powstaje siarczan metalu i wydziela się wodór: H2SO4 + Zn = ZnSO4 + H2 Metale po wodorze nie reagują z rozcieńczonym kwasem: Cu + H2SO4 ≠
Slajd 20
Stężony kwas siarkowy
Metale w szeregu aktywności po wodorze oddziałują ze stężonym kwasem siarkowym według schematu: H2SO4 (stęż.) + Me = MeSO4 + SO2 + H2O Tj. powstają: siarczan metalu tlenek siarki(IV) - dwutlenek siarki SO2 woda
Slajd 21
Bardziej aktywny kwas siarkowy w pewnych warunkach można zredukować do siarki czysta forma lub siarkowodór. W zimnym stęż. kwas siarkowy pasywuje żelazo i aluminium, dlatego transportuje się je w żelaznych zbiornikach: H2SO4 (stężony) + Fe ≠ (na zimno)
Slajd 22
Wytwarzanie kwasu siarkowego
otrzymywanie SO2 (najczęściej przez prażenie pirytu) utlenianie SO2 do SO3 w obecności katalizatora – tlenku wanadu(V) rozpuszczanie SO3 w kwasie siarkowym w celu otrzymania oleum;
Slajd 23
Siarczany
Sole kwasu siarkowego mają wszystkie właściwości soli. Ich związek z ogrzewaniem jest szczególny: aktywne siarczany metali (Na, K, Ba) nie rozkładają się nawet w temperaturze t > 1000˚C inne (Cu, Al, Fe) nawet przy niewielkim podgrzaniu rozkładają się na tlenek siarki (VI) i tlenek metalu
Slajd 24
pytania
W jakich reakcjach siarka pełni rolę utleniacza? Środek redukujący? jakie stopnie wykazuje? Co powoduje różnicę we właściwościach stężonego i rozcieńczonego kwasu siarkowego? napisz równania reakcji stęż. i rozcieńczyć kwasy miedzią i cynkiem. jak odróżnić roztwory jodku sodu od siarczanu sodu? zaproponować dwie metody i zapisać równania reakcji w postaci molekularnej i jonowej.
Slajd 25
Zadania
Ile dwutlenku siarki można otrzymać z 10 kg rudy zawierającej 48% pirytu? Jaką objętość zajmują: a) 4 mole SO2? b) 128 g SO3? Przeprowadź reakcje: O2 → S → SO2 → SO3 → H2SO4 → Na2SO4 → BaSO4
Wyświetl wszystkie slajdy
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 świat warzyw. 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 dolnych 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 po pewnym czasie pozostałe żywe bakterie rozmnażają się obficie, pochłaniając 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 za pomocą cichego wyładowania elektrycznego (bez jarzeniówki i iskier), które zachodzi pomiędzy ściankami naczyń wewnętrznych i zewnętrznych ozonatora. Najprostszy ozonizator 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 ( Czemu myślisz?), 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 skrobiowego roztworu 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 ozonizatora 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 redukujące 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). Wiele reakcji można przeprowadzić z roztworem siarczku sodu (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 nalewaj 5–10% z lejka kwas chlorowodorowy (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, a kwas siarkowy do dwutlenku siarki i siarki.
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 system 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 zawierającej 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 jest bezbarwnym gazem o ostrym zapachu. można uzyskać umieszczając 5–10 g siarczynu sodu w kolbie zamkniętej korkiem z rurką wylotową i wkraplaczem. Z wkraplacza dodać 10 ml stężonego kwasu siarkowego (szczególną 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?
Lekcja 22. 9. klasa Lekcja na temat:Siarkowodór. Siarczki. Tlenek siarki (IV
). Kwas siarkowy Cele Lekcji: Ogólne wykształcenie:Siarkowodór. Siarczki. Tlenek siarki (Utrwalenie wiedzy studentów na temat: alotropii siarki i tlenu, budowy atomów siarki i tlenu, właściwości chemicznych oraz zastosowania siarki za pomocą testów, w celu przygotowania uczniów do Egzaminu Państwowego; Zbadaj budowę, właściwości i zastosowanie gazów: siarkowodór, dwutlenek siarki, kwas siarkawy. Badanie soli – siarczków, siarczynów i ich jakościowe oznaczanie z wykorzystaniem elektronicznego podręcznika do chemii dla klasy 9. Zbadaj wpływ siarkowodoru, tlenku siarki ( ) na środowisko i zdrowie ludzkie. Podczas nauki korzystaj z prezentacji uczniów nowy temat
i konsolidacja. Podczas sprawdzania testu korzystaj z projektora multimedialnego. Kontynuuj przygotowanie uczniów do zdania egzaminów z chemii w formie Egzaminów Państwowych. Edukacyjny: Moralne i edukacja estetyczna uczniów do środowiska. Rozwijanie wiary w pozytywną rolę chemii w życiu nowoczesne społeczeństwo
, konieczność posiadania wiedzy chemicznej w stosunku do zdrowia i środowiska. Wykształcenie umiejętności pracy w parach podczas samodzielnej analizy odcinków kontrolnych i testów. Edukacyjny: Potrafi zastosować zdobytą wiedzę do wyjaśnienia różnorodnych zjawisk chemicznych i właściwości substancji. Być w stanie aplikować dodatkowy materiał zźródła informacji , technologie komputerowe w przygotowaniu uczniów do egzaminu państwowego Wykorzystaj zdobytą wiedzę i umiejętności w zajęcia praktyczne IŻycie codzienne : a) proekologiczne zachowanie w środowisku; b) oceny skutków zanieczyszczenie chemiczneśrodowisko
na ludzkim ciele. Sprzęt do lekcji:Siarkowodór. Siarczki. Tlenek siarki (G.E. Rudzitis, F.G. Feldmana „Podręcznik do chemii dla 9. klasy”. Prezentacje studenckie: „Siarkowodór”, „Tlenek siarki (
)”, „Ozon”. Test przygotowujący do Egzaminu Państwowego, odpowiedzi na test. Elektroniczny podręcznik do nauki chemii, klasa 9: a) reakcje jakościowe na jon siarczkowy, jon siarczynowy. b) projektor multimedialny
c) ekran projekcyjny. Ochrona plakatu „Zanieczyszczenie środowiska emisjami siarkowodoru i dwutlenku siarki”.
Podczas zajęć.I
. Początek lekcji: Nauczyciel ogłasza temat, cel i zadania lekcji.
Przeprowadzany jest na pytania testowe w celu przygotowania uczniów do zdania egzaminu państwowego (test w załączeniu).
Odpowiedzi testowe zostaną wyświetlone na ekranie:
Uczniowie wzajemnie sprawdzają testy i wystawiają oceny (karty przekazywane są nauczycielowi).Kryteria oceny: 0 błędów – 5; 1 – 2 błędy – 4; 3 błędy – 3; 4 i więcej – 2
Badanie przeprowadza się w ciągu 7 minut, a kontrolę w ciągu 3 minut.
II. Nauka nowego tematu:
Siarkowodór. Siarczki.
Siarkowodór jest chemicznie cennym związkiem siarki; jego właściwości poznamy na dzisiejszej lekcji. Poprzez prezentację zapoznamy się z obecnością siarkowodoru w przyrodzie, jego właściwościami fizycznymi oraz wpływem na organizm człowieka i środowisko.
Dlaczego w laboratorium nie można uzyskać siarkowodoru tak, jak innych gazów, np. tlenu i wodoru? Studenci odpowiedzą na to pytanie po wysłuchaniu prezentacji.
Struktura siarkowodoru:
a) wzór cząsteczkowy H 2 S -2 , stopień utlenienia siarki (-2), toksyczny.
b) siarkowodór ma zapach zgniłych jaj.
3. Otrzymywanie siarkowodoru: Preparat laboratoryjny: otrzymywany przez działanie rozcieńczonego kwasu siarkowego na siarczek żelaza (II), ponieważ siarkowodór jest trujący, eksperymenty przeprowadza się pod wyciągiem.H 2 + S 0 → H 2 S -2
FeS + H 2 WIĘC 4 → FeSO 4 + H 2 Sreakcję tę prowadzi się w aparacie Kipa, który służy do produkcji wodoru.
4. Właściwości chemiczne siarkowodoru: Siarkowodór spala się w powietrzu niebieskim płomieniem i wytwarza dwutlenek siarki lub tlenek siarki (Siarkowodór. Siarczki. Tlenek siarki ()
2 H 2 S -2 + 3 O 2 → 2 H 2 O + 2 S +4 O 2
Środek redukujący
Przy braku tlenu tworzą się pary wody i siarki: 2H 2 S -2 + O 2 → 2 H 2 O + 2 S 0
Siarkowodór ma właściwości redukujące: jeśli do probówki z siarkowodorem doda się niewielką ilość wody bromowej, roztwór ulegnie odbarwieniu, a na powierzchni roztworu pojawi się siarka
H 2 S -2 + br 0 2 → S 0 + 2 HBr -1
Siarkowodór jest słabo rozpuszczalny w wodzie: w jednej objętości wody o godzT= 20 º Rozpuszcza się 2,4 objętości siarkowodoru, roztwór ten nazywa się wodą siarkowodorową lub słabym kwasem siarkowodorowym. Rozważ dysocjację kwasu wodorosiarczkowego:H 2 S→ H + +HS -
H.S. - ↔ H + + S 2- Dysocjacja w drugim etapie praktycznie nie zachodzi, ponieważ jest to słaby kwas. Daje 2 rodzaje soli:
H.S. - (I)S 2-
wodorosiarczki, siarczki
Podczas zajęć.Podczas zajęć.Podczas zajęć.II
NaHSNie 2 S
Wodorosiarczek sodu Siarczek sodu
Kwas siarkowodór reaguje z zasadami w reakcji zobojętniania:
H 2 S + NaOH → NaHS + H 2 O
nadmiar
H 2 S+2NaOH→ Nie 2 S+2H 2 O
nadmiar
Jakościowa reakcja na jon siarczkowy (pokazanie doświadczenia z elektronicznego dysku edukacyjnego)
Pb(NIE 3 ) 2 + Nie 2 S → PbS↓ + 2 NaNO 3 napisz pełny jonowy i krótki
równanie jonowe czarnego osadu
(Nie 2 S + CuCl 2 → CuS↓ + 2 HCl)
czarny osad
Ćwiczenia dla oczu. (1-2 minuty)
Przestrzeganie norm sanitarno-higienicznych pracy z komputerem na zajęciach.
5. Tlenek siarki ( Siarkowodór. Siarczki. Tlenek siarki () - dwutlenek siarki.S +4 O 2 stopień utlenienia siarki (+4).
Innym ważnym związkiem siarki jest tlenek siarki (Siarkowodór. Siarczki. Tlenek siarki () WIĘC 2 - dwutlenek siarki. Trujący.
Z właściwości fizyczne Poprzez prezentację zapoznamy się z dwutlenkiem siarki, jego zastosowaniem oraz wpływem na środowisko i zdrowie człowieka.
Dlaczego nie można uzyskać dwutlenku siarki praktyczna praca?
Otrzymywanie tlenku siarki (Siarkowodór. Siarczki. Tlenek siarki (): powstaje, gdy siarka pali się w powietrzu, gaz o ostrym zapachu.
S+O 2 → WIĘC 2
Dwutlenek siarki ma właściwości tlenku kwasowego; po rozpuszczeniu w wodzie powstaje kwas siarkawy, elektrolit o średniej mocy.WIĘC 2 + H 2 O ↔ H 2 WIĘC 3 lakmus zmienia kolor na czerwony.
Właściwości chemiczneWIĘC 2 :
Reaguje z tlenkami zasadowymiWIĘC 2 + CaO → CaSO 3
Reaguje z alkaliamiWIĘC 2 + 2 NaOH → Nie 2 WIĘC 3 + H 2 O
(w domu zapisz pełne równanie jonowe i krótkie równanie jonowe)
Siarka wykazuje stopnie utlenienia:S -2 , S 0 , S +4 , S +6 .
W tlenku siarki ( Siarkowodór. Siarczki. Tlenek siarki () WIĘC 2 stopień utlenienia +4, dlatego dwutlenek siarki wykazuje właściwości utleniacza i reduktora
S +4 O 2 + 2H 2 S -2 → 3S 0 ↓ + 2H 2 O S +4 O 2 +Kl 0 2 + 2H 2 O → H 2 S +6 O 4 + 2HCl -1 2-
Siarczan wodorosiarczynowy
DO HSO 3 K. 2 WIĘC 3
Jakościowa reakcja na jon siarczynowy (odczynnikiem jest kwas siarkowy, powstaje gaz o ostrym zapachu, który odbarwia roztwory) fragment z elektronicznego dysku edukacyjnego.
K 2 WIĘC 3 + H 2 WIĘC 4 → K 2 WIĘC 4 + WIĘC 2 + H 2 O
W domu zapisz pełne i krótkie równanie jonowe.
Zabezpieczenie plakatu „Zanieczyszczenie środowiska związkami siarki”.
Ochrona Twojej prezentacji
Zadania domowe §11-12, notatki, np. 3,5 s. 34(p)
III. Podsumowanie lekcji:
Nauczyciel podsumowuje lekcję
Wystawia oceny ze sprawdzianów i prezentacji.
Dziękuję uczniom za lekcję.
Pierwsza pomoc w przypadku zatrucia gazami: siarkowodór, dwutlenek siarki: płukanie nosa i ust 2% roztworem wodorowęglanu soduNaHCO3 3 , spokój, świeże powietrze.
Właściwości fizyczne siarki zależą bezpośrednio od modyfikacji alotropowej. Na przykład najsłynniejszą modyfikacją siarki jest rombowa S₈. Jest dość kruchy substancja krystalicznażółty kolor.
Struktura rombowej cząsteczki siarki S₈
Oprócz rombowego istnieje wiele innych modyfikacji, których liczba według różne źródła, osiąga trzy tuziny.
Właściwości chemiczne pierwiastka
W normalnych temperaturach aktywność chemiczna siarki jest dość niska. Ale po podgrzaniu siarka często oddziałuje ze wszystkimi prostymi substancjami, metalami i niemetalami.
S + O₂ → SO₂
Siarka jest pierwiastkiem niezbędnym do życia i zwierząt i jest szeroko stosowana w różnych gałęziach przemysłu, od medycyny po urządzenia pirotechniczne.
Kwas Siarkowy
Kwas siarkowy ma wzór H₂SO₄ i jest najsilniejszym kwasem dwuzasadowym. Wcześniej substancję tę nazywano olejem witriolowym, ponieważ stężony kwas ma gęstą, oleistą konsystencję.
Kwas siarkowy łatwo miesza się z wodą, ale takie roztwory należy przygotowywać ostrożnie: stężony kwas należy ostrożnie wlać do wody i w żadnym wypadku odwrotnie.
Kwas siarkowy jest substancją żrącą i może ją rozpuścić. Dlatego jest często stosowany w górnictwie rud. Kwas powoduje poważne oparzenia skóry, dlatego niezwykle ważne jest zachowanie środków ostrożności podczas pracy z nim.
Otrzymywanie „oleju witriolu”
W przemyśle stosuje się metodę kontaktową do produkcji SO₂ (dwutlenku siarki) poprzez utlenianie dwutlenku siarki, który powstaje podczas spalania siarki. Następnie z dwutlenku siarki otrzymuje się trójtlenek siarki SO₃, który następnie rozpuszcza się w najbardziej stężonym kwasie siarkowym. Powstałe rozwiązanie nazywa się oleum. Aby uzyskać „olejek witriolu”, oleum rozcieńcza się wodą.
Właściwości chemiczne kwasu siarkowego
Podczas interakcji z metalami, a także węglem i siarką stężony kwas siarkowy utlenia je:
Сu + 2H₂SO₄ (stęż.) → CuSO₄ + SO₂ + 2H₂O.
C(grafit) + 2H₂SO₄ (stęż., poziomy) → CO₂ + 2SO₂ + 2H₂O
S + 2H₂SO₄ (stęż.) → 3SO₂ + 2H₂O
Rozcieńczony kwas może reagować ze wszystkimi metalami znajdującymi się na lewo od wodoru w szeregu napięcia:
Fe + H₂SO₄ (rozcieńczony) → FeSO₄ + H₂
Zn + H₂SO₄ (rozcieńczony) → ZnSO₄ + H₂
W reakcjach z zasadami rozcieńczony H₂SO₄ tworzy siarczany i wodorosiarczany:
H₂SO₄ + NaOH → NaHSO₄ + H₂O;
H₂SO₄ + 2NaOH → Na₂SO₄ + 2H₂O.
Kwas ten może również reagować z zasadowymi tlenkami, tworząc siarczany:
CaO + H₂SO₄ → CaSO₄↓ + H₂O.