Сірчана кислота та сірководень реакція. Сірка
Урок 13
Оксид сірки (ІV). Сірководнева та сірчиста кислоти та їх солі
Цілі уроку:
1. Охарактеризувати хімічні властивості оксиду сірки (IV), сірководневої та сірчистої кислот та їх солей, якісні реакції на сполуки сірки(Предметний результат).
2. Продовжити розвивати вміння генерувати ідеї, виявляти причинно-наслідкові зв'язки, шукати аналогії та працювати в команді, користуватися альтернативними джерелами інформації(Метапредметний результат).
3. Формування умінь керувати своєю навчальною діяльністю, підготовка до усвідомлення вибору подальшої освітньої траєкторії(Особистий результат).
Хід уроку
Підготовка до сприйняття нового матеріалу (10 хв)
Опитування учнів за домашнім завданням.
Вивчення нового матеріалу (20 хв)
Сірководень H 2 S – безбарвний газ важчий за повітря, запах тухлих яєць. Дуже отруйний. Міститься у вулканічних газах та мінеральних водах.
Отримують обмінну реакцію:
Хімічні властивості:
1. Горіння на повітрі блакитним полум'ям:
2H 2 S + 3O 2( хат .) = 2H 2 O + 2SO 2
2H 2 S+O 2( нестача .) = 2H 2 O + 2S
2. Відновлювальні властивості:
3. При розчиненні у воді утворюється сірководнева кислота, яка дисоціює:
4. Взаємодія із лугами. Утворює два типи солей: сульфіди та гідросульфіди:
Сірчистий газ SO 2 : безбарвний, з різким запахом, важчий за повітря, добре розчиняється у воді, отруйний.
Кислотний оксид.
1. При вз-і з водою утворює сірчисту до-ту:
Сірчиста до-та нестійка, легко розпадається на оксид сірки (IV) та воду. Існує лише у водних розчинах. Утворює два типи солей: сульфіти та гідросульфіти.
Якісна реакція на сульфіти
ОВР у статті спеціально виділені кольором. Зверніть на них особливу увагу. Ці рівняння можуть потрапити до ЄДІ.
Розведена сірчана веде себе, як і інші кислоти, свої окислювальні можливості ховає:
І ще, що треба пам'ятати про розведену сірчану кислоту: вона не реагує зі свинцем. Шматок свинцю, кинутий у розведену H2SO4, покривається шаром нерозчинного (див. таблицю розчинності) сульфату свинцю і реакція моментально припиняється.
Окислювальні властивості сірчаної кислоти
- важка масляниста рідина, не летюча, не має смаку та запаху
За рахунок сірки в ступені окислення +6(вищої) сірчана кислота набуває сильних окислювальних властивостей.
Правило для завдання 24 (по-старому А24) при приготуванні розчинів сірчаної кислоти ніколи не можна в неї лити воду. Концентровану сірчану кислоту потрібно тонким струмком вливати у воду, постійно помішуючи.
Взаємодія концентрованої сірчаної кислоти з металами
Ці реакції строго стандартизовані і йдуть за схемою:
H2SO4(конц.) + метал → сульфат металу + H2O + продукт відновленої сірки.
Є два нюанси:
1) Алюміній, залізоі хромз H2SO4 (конц) у нормальних умовах не реагують через пасивацію. Потрібно нагріти.
2) З платиноюі золотом H2SO4 (Конц) не реагує взагалі.
Сіркав концентрованої сірчаної кислоти– окислювач
- отже, сама відновлюватиметься;
- те, наскільки окиснення відновлюватиметься сірка, залежить від металу.
Розглянемо діаграму ступенів окислення сірки:
- До -2 сірку можуть відновити тільки дуже активні метали — у ряді напруг до алюмінію включно.
Реакції йдуть так:
8Li + 5H 2 SO 4( кінець .) → 4Li 2 SO 4 + 4H 2 O+H 2 S
4Mg + 5H 2 SO 4( кінець .) → 4MgSO 4 + 4H 2 O+H 2 S
8Al + 15H 2 SO 4( кінець .) (t)→ 4Al 2 (SO 4 ) 3 + 12H 2 O + 3H 2 S
- при взаємодії H2SO4 (конц) з металами у ряді напруг після алюмінію, але до заліза, тобто з металами із середньою активністю сірка відновлюється до 0 :
3Mn + 4H 2 SO 4( кінець .) → 3MnSO 4 + 4H 2 O+S↓
2Cr + 4H 2 SO 4( кінець .) (t)→ Cr 2 (SO 4 ) 3 + 4H 2 O+S↓
3Zn + 4H 2 SO 4( кінець .) → 3ZnSO 4 + 4H 2 O+S↓
- всі інші метали, починаючи із залізау ряді напруг (включаючи ті, що після водню, крім золота та платини, звичайно), можуть відновити сірку лише до +4. Тому що це малоактивні метали:
2 Fe + 6 H 2 SO 4(конц.) ( t)→ Fe 2 ( SO 4 ) 3 + 6 H 2 O + 3 SO 2
(Зверніть увагу, що залізо окислюється до +3, до максимально можливого, вищого ступеня окислення, так як воно має справу з сильним окислювачем)
Cu + 2H 2 SO 4( кінець .) → CuSO 4 + 2H 2 O + SO 2
2Ag + 2H 2 SO 4( кінець .) → Ag 2 SO 4 + 2H 2 O + SO 2
Звісно, все відносно. Глибина відновлення залежатиме від багатьох факторів: концентрації кислоти (90%, 80%, 60%), температури тощо. Тому зовсім точно передбачити продукти не можна. Наведена вище таблиця теж має власний відсоток приблизності, але користуватися нею можна. Ще необхідно пам'ятати, що в ЄДІ, коли продукт відновленої сірки не вказаний, і метал не відрізняється особливою активністю, швидше за все, укладачі мають на увазі SO 2 . Потрібно дивитися по ситуації та шукати зачіпки в умовах.
SO 2 – це взагалі найчастіший продукт ОВР за участю конц. сірчаної кислоти.
H2SO4 (конц) окислює деякі неметали(які виявляють відновлювальні властивості), як правило, до максимального - вищого ступеня окислення (утворюється оксид цього неметалу). Сірка у своїй теж відновлюється до SO 2:
C + 2H 2 SO 4( кінець .) → CO 2 + 2H 2 O + 2SO 2
2P + 5H 2 SO 4( кінець .) → P 2 O 5 + 5H 2 O + 5SO 2
Свіжоутворений оксид фосфору (V) реагує з водою, виходить ортофосфорна кислота. Тому реакцію записують відразу:
2P + 5H 2 SO 4( кінець ) → 2H 3 PO 4 + 2H 2 O + 5SO 2
Те саме з бором, він перетворюється на ортоборну кислоту:
2B + 3H 2 SO 4( кінець ) → 2H 3 BO 3 + 3SO 2
Дуже цікава взаємодія сірки зі ступенем окислення +6 (у сірчаній кислоті) з «іншою» сіркою (що знаходиться в іншій сполукі). У рамках ЄДІ розглядається взаємодія H2SO4 (конц) із сіркою (простою речовиною) та сірководнем.
Почнемо із взаємодії сірки (простої речовини) з концентрованою сірчаною кислотою. У простій речовині ступінь окислення 0, кислоті +6. У цій ОВР сірка +6 окислюватиме сірку 0. Подивимося на діаграму ступенів окислення сірки:
Сірка 0 окислюватиметься, а сірка +6 відновлюватиметься, тобто знижуватиме ступінь окислення. Виділятиметься сірчистий газ:
2 H 2 SO 4(конц.) + S → 3 SO 2 + 2 H 2 O
Але у випадку із сірководнем:
Утворюється і сірка (проста речовина), і сірчистий газ:
H 2 SO 4( кінець .) + H 2 S → S↓ + SO 2 + 2H 2 O
Цей принцип часто може допомогти у визначенні продукту ОВР, де окислювач і відновник – той самий елемент, у різних ступенях окислення. Окислювач та відновник «йдуть назустріч один одному» за діаграмою ступенів окислення.
H2SO4 (конц) , так чи інакше, взаємодіє з галогенідами. Тільки тут треба розуміти, що фтор і хлор – «самі з вусами» і з фторидами та хлоридами ОВР не протікає, проходить звичайний іонно-обмінний процес, у ході якого утворюється газоподібний галогеноводород:
CaCl 2 + H 2 SO 4(конц.) → CaSO 4 + 2HCl
CaF 2 + H 2 SO 4 (конц.) → CaSO 4 + 2HF
А ось галогени у складі бромідів та йодидів (як і у складі відповідних галогеноводородів) окислюються до вільних галогенів. Тільки от сірка відновлюється по-різному: іодид є більш сильним відновником, ніж бромід. Тому іодид відновлює сірку до сірководню, а бромід до сірчистого газу:
2H 2 SO 4( кінець .) + 2NaBr → Na 2 SO 4 + 2H 2 O + SO 2 + Br 2
H 2 SO 4( кінець .) + 2HBr → 2H 2 O + SO 2 + Br 2
5H 2 SO 4( кінець .) + 8NaI → 4Na 2 SO 4 + 4H 2 O+H 2 S+4I 2 ↓
H 2 SO 4( кінець .) + 8HI → 4H 2 O+H 2 S+4I 2 ↓
Хлороводень та фтороводород (як і їх солі) стійкі до окислюючої дії H2SO4 (конц).
І нарешті останнє: для концентрованої сірчаної кислоти це унікально, більше ніхто так не може. Вона має водовіднімною властивістю.
Це дозволяє використовувати концентровану сірчану кислоту різним чином:
По-перше, осушення речовин. Концентрована сірчана кислота забирає воду від речовини і вона стає сухим.
По-друге, каталізатор у реакціях, в яких відщеплюється вода (наприклад, дегідратація та етерифікація):
H 3 C–COOH + HO–CH 3 (H 2 SO 4 (конц.)) → H 3 C–C(O)–O–CH 3 + H 2 O
H 3 C–CH 2 –OH (H 2 SO 4 (конц.) )→ H 2 C =CH 2 + H 2 O
Сірчиста кислота - це неорганічна двоосновна нестійка кислота середньої сили. Неміцна сполука відома лише у водних розчинах при концентрації не більше шести відсотків. При спробах виділити чисту сірчисту кислоту вона розпадається на оксид сірки (SO2) та воду (H2O). Наприклад, при дії сірчаної кислоти (H2SO4) у концентрованому вигляді на сульфіт натрію (Na2SO3) замість сірчистої кислоти виділяється оксид сірки (SO2). Ось так виглядає ця реакція:
Na2SO3 (сульфіт натрію) + H2SO4 (сірчана кислота) = Na2SO4 (сульфат натрію) + SO2 (сірки діоксид) + H2O (вода)
Розчин сірчистої кислоти
При його зберіганні необхідно унеможливити доступ повітря. Інакше сірчиста кислота, повільно поглинаючи кисень (O2), перетвориться на сірчану.
2H2SO3 (кислота сірчиста) + O2 (кисень) = 2H2SO4 (кислота сірчана)
Розчини сірчистої кислоти мають досить специфічний запах (нагадує запах, що залишається після запалення сірника), наявність якого можна пояснити присутністю оксиду сірки (SO2), хімічно не пов'язаного водою.
Хімічні властивості сірчистої кислоти
1. H2SO3) може використовуватися як відновник або окислювач.
H2SO3 є добрим відновником. З її допомогою можна з вільних галогенів одержати галогеноводи. Наприклад:
H2SO3 (кислота сірчиста) + Cl2 (хлор, газ) + H2O (вода) = H2SO4 (кислота сірчана) + 2HCl (соляна кислота)
Але при взаємодії з сильними відновниками ця кислота виконуватиме роль окислювача. Прикладом може бути реакція сірчистої кислоти з сірководнем:
H2SO3 (кислота сірчиста) + 2H2S (сірководень) = 3S (сірка) + 3H2O (вода)
2. Розглянута нами хімічна сполука утворює два - сульфіти (середні) та гідросульфіти (кислі). Ці солі є відновниками, як і (H2SO3) сірчиста кислота. За її окисленні утворюються солі сірчаної кислоти. При прожарюванні сульфітів активних металів утворюються сульфати та сульфіди. Це реакція самоокислення-самовосновлення. Наприклад:
4Na2SO3 (сульфіт натрію) = Na2S + 3Na2SO4 (сульфат натрію)
Сульфіти натрію та калію (Na2SO3 та K2SO3) застосовуються при фарбуванні тканин у текстильній промисловості, при відбілюванні металів, а також у фотографії. Кальцію гідросульфіт (Ca(HSO3)2), що існує тільки в розчині, використовується для переробки деревного матеріалу на спеціальну сульфітну целюлозу. З неї потім роблять папір.
Застосування сірчистої кислоти
Сірчиста кислота використовується:
Для знебарвлення вовни, шовку, деревини, паперу та інших аналогічних речовин, що не витримують відбілювання за допомогою сильніших окислювачів (наприклад, хлору);
Як консервант і антисептик, наприклад, для запобігання ферментації зерна при отриманні крохмалю або запобігання процесу бродіння в бочках вина;
Для збереження продуктів, наприклад, при консервуванні овочів та плодів;
У переробці в сульфітну целюлозу, з якої потім отримують папір. У цьому випадку використовується розчин гідросульфіту кальцію (Ca(HSO3)2), який розчиняє лігнін - особлива речовина, що зв'язує волокна целюлози.
Сірчиста кислота: отримання
Цю кислоту можна отримати за допомогою розчинення сірчистого газу (SO2) у воді (H2O). Вам знадобляться сірчана кислота в концентрованому вигляді (H2SO4), мідь (Cu) та пробірка. Алгоритм дій:
1. Обережно налийте в пробірку концентровану сірчисту кислоту і помістіть туди шматочок міді. Нагрійте. Відбувається така реакція:
Cu (мідь) + 2H2SO4 (сірчана кислота) = CuSO4 (сульфат сірки) + SO2 (сірчистий газ) + H2O (вода)
2. Потік сірчистого газу необхідно направити у пробірку з водою. При його розчиненні частково відбувається з водою, в результаті якої утворюється сірчиста кислота:
SO2 (сірчистий газ) + H2O (вода) = H2SO3
Отже, пропускаючи сірчистий газ через воду, можна одержати сірчисту кислоту. Варто врахувати, що цей газ впливає на оболонки дихальних шляхів, може викликати їх запалення, а також втрату апетиту. При тривалому вдиханні можлива втрата свідомості. Поводитися з цим газом потрібно з граничною обережністю та уважністю.
Альмурзінова Завриш Бісембаївна , вчитель біології та хімії МБОУ «Совгоспна основна загальноосвітня школа Адамівського району Оренбурзької області
Предмет – хімія, клас – 9.
УМК: "Неорганічна хімія", автори: Г.Є. Рудзітіс, Ф.Г. Фельдман, Москва, "Освіта", 2014 рік.
Рівень навчання – базовий.
Тема : «Сіроводень. Сульфіди. Сірчистий газ. Сірчиста кислота та її солі». Кількість годин на тему – 1.
Урок № 4 у системі уроків на тему« Кисень та сірка ».
Ціль : На підставі знань про будову сірководню, оксидів сірки розглянути їх властивості та отримання, познайомити учнів зі способами розпізнавання сульфідів та сульфітів.
Завдання:
1. Освітня – вивчити особливості будови та властивості сполук сірки (II) та (IV); ознайомитися з якісними реакціями на сульфід та сульфіт - іони.
2. Розвиваюча - Розвивати в учнів вміння проводити експеримент, спостерігати за результатами, аналізувати і робити висновки.
3. Виховна – розвитку інтересу до досліджуваного прищепити навички ставлення до природи.
Заплановані результати : вміти описувати фізичні та хімічні властивості сірководню, сірководневої кислоти та її солей; знати способи отримання сірчистого газу та сірчистої кислоти, пояснити властивості сполук сірки(II) та (IV) на основі уявлень про окисно-відновні процеси; мати уявлення про вплив сірчистого газу на появу кислотних дощів.
Устаткування : На демонстраційному столі: сірка, сульфід натрію, сульфід заліза, розчин лакмусу, розчин сірчаної кислоти, розчин нітрату свинцю, хлор у циліндрі, закритому пробкою, прилад для отримання сірководню та випробування його властивостей, оксид сірки(VI), газометр з киснем, склянка місткістю 500 мл, ложечка для спалювання речовин.
Хід уроку :
Організаційний момент .
Проводимо розмову щодо повторення властивостей сірки:
1) чим пояснюється наявність кількох алотропних видозмін сірки?
2) що відбувається з молекулами: А) при охолодженні пароподібної сірки. Б) при тривалому зберіганні пластичної сірки; в) при випаданні кристалів з розчину сірки в органічних розчинниках, наприклад у толуолі?
3) у чому заснований флотаційний спосіб очищення сірки від домішок, наприклад від річкового піску?
Викликаємо двох учнів: 1) зобразіть схеми молекул різних алотропних видозмін сірки та розкажіть про їхні фізичні властивості. 2) складіть рівняння реакцій, що характеризують властивості кисню, і розгляньте їх з погляду окислення-відновлення.
Інші учні вирішують завдання, яка маса сульфіду цинку, що утворюється при реакції сполуки цинку із сіркою, взятою кількістю речовини 2,5 моль?
Спільно з учнями формулюємо завдання уроку : познайомитися з властивостями сполук сірки зі ступенем окиснення -2 та +4
Нова тема : Учні називають відомі їм сполуки, у яких сірка виявляє ці ступені окислення. На дошці та в зошитах пишуть хімічні, електронні та структурні формули сірководню, оксиду сірки (IV), сірчистої кислоти.
Як можна отримати сірководень? Учні записують рівняння реакції сполуки сірки з воднем і пояснюють її з погляду окислення-відновлення. Потім розглядають інший спосіб отримання сірководню: реакцію обміну кислот із сульфідами металів. Порівнюємо цей спосіб зі способами одержання галогеноводородів. Зазначаємо, що ступінь окислення сірки у реакціях обміну не змінюється.
Які властивості має сірководень? У розмові з'ясовуємо фізичні властивості, відзначаємо фізіологічну дію. Хімічні властивості з'ясовуємо на досвіді горіння сірководню в повітрі за різних умов. Що може утворитися як продукт реакції? Розглядаємо реакції з погляду окислення-відновлення:
2 Н 2 S + 3O 2 = 2H 2 O + 2SO 2
2H 2 S+O 2 =2H 2 O + 2S
Звертаємо увагу учнів те що, що з повному згорянні відбувається повне окислення (S -2 - 6 e - = S +4 ), ніж у другому випадку (S -2 - 2 e - = S 0 ).
Обговорюємо, як пройде процес, якщо як окислювач буде взято хлор. Демонструємо досвід змішування газів у двох циліндрах, верхній з яких наповнений заздалегідь хлором, нижній - сірководнем. Хлор знебарвлюється, утворюється хлороводень. Сірка осідає на стінах циліндра. Після цього розглядаємо сутність реакції розкладання сірководню та підводимо учнів до висновку про кислотний характер сірководню, підтверджуючи досвід з лакмусом. Потім проводимо якісну реакцію на сульфід іон і складаємо рівняння реакції:
Na 2 S + Pb (NO 3 ) 2 =2NaNO 3 +PbS ↓
Спільно з учнями формулюємо висновок: сірководень є лише відновником в окислювально-відновних реакціях, має кислотний характер, розчин у воді кислота.
S 0 →S -2 ; S -2 →S 0 ; S 0 →S +4 ; S -2 →S +4 ; S 0 →H 2 S -2 → S +4 Про 2.
Підводимо учнів до висновку про існування генетичного зв'язку між сполуками сірки та починаємо розмову про сполукиS +4 . Демонструємо досліди: 1) одержання оксиду сірки(IV), 2) знебарвлення розчину фуксину; 3) розчинення оксиду сірки(IV) у воді; 4) виявлення кислоти. Складаємо рівняння реакцій виконаних дослідів та розбираємо сутність реакцій:
2SПро 2 + Про 2 =2 SПро 3 ; SПро 2 +2H 2 S=3S+2H 2 Про.
Сірчиста кислота – нестійка сполука, що легко розпадається на оксид сірки(IV) та воду, тому існує тільки у водних розчинах. Це кислота середньої сили. Вона утворює два ряди солей: середні - сульфіти (SПро 3 -2 ), кислі - гідросульфіти (HSПро 3 -1 ).
Демонструємо досвід: якісне визначення сульфітів, взаємодія сульфітів із сильною кислотою, при цьому виділяється газSПро 2 різким запахом:
До 2 SПро 3 + Н 2 SПро 4 → До 2 SПро 4 + Н 2 Про +SПро 2
Закріплення. Робота за двома варіантами скласти схеми застосування 1 варіант сірководню, другий варіант оксиду сірки(IV)
Рефлексія . Підбиваємо підсумки роботи:
Про які з'єднання ми сьогодні говорили?
Які властивості виявляють сполуки сірки (II) та (IV).
Назвіть області застосування цих з'єднань
VII. Домашнє завдання: §11,12, упр.3-5 (с.34)
Сірка - елемент шостої групи третього періоду періодичної системи Менделєєва. Тому будова атома сірки зображується так:
Будова атома сірки вказує на те, що це неметал, тобто атом сірки здатний і до прийому електронів і віддачі електронів:
Завдання 15.1.Скласти формули сполук сірки, що містять атоми сірки з цими ступенями окиснення.
Проста речовина « сірка» - Твердий тендітний мінерал жовтого кольору, нерозчинний у воді. У природі зустрічається як самородна сірка, і її сполуки: сульфіди, сульфати. Сірка як активний неметал легко реагує з воднем, киснем, майже з усіма металами та неметалами:
Завдання 15.2.Назвіть отримані з'єднання. Визначте, які властивості (окислювача чи відновника) виявляє сірка у цих реакціях.
Як типовий неметал проста речовина сірка може бути і окислювачем, і відновником:
Іноді ці властивості проявляються в одній реакції:
Оскільки атом-окислювач та атом-відновник однакові, їх можна «скласти», тобто на обидва процеси потрібно триатома сірки.
Завдання 15.3.Розставте решту коефіцієнтів у цьому рівнянні.
Сірка може реагувати з кислотами - сильними окислювачами:
Таким чином, як активний неметал, сірка утворює безліч сполук. Розглянемо властивості сірководню, оксидів сірки та їх похідних.
Сірководень
H 2 S - сірководень, сильно отруйний газ із неприємним запахом тухлих яєць. Правильніше сказати, білки яєць при гнитті розкладаються, виділяючи сірководень.
Завдання 15.4. Виходячи зі ступеня окислення атома сірки в сірковододі, передбачте, які властивості виявлятиме цей атом в окислювально-відновних реакціях.
Оскільки сірководень - відновник (атом сірки має нижчуступінь окислення), він легко окислюється. Кисень повітря окислює сірководень навіть за кімнатної температури:
Сірководень горить:
Сірководень трохи розчинний у воді, причому його розчин виявляє властивості дуже слабкоюкислоти (сірководневої H 2 S). Вона утворює солі сульфіди:
Запитання.Як, маючи сульфід, отримати сірководень?
Сірководень у лабораторіях отримують, діючи на сульфіди сильнішими (ніж H 2 S) кислотами, наприклад:
Сірчистий газ та сірчиста кислота
SO 2- сірчистий газ із різким задушливим запахом. Отруйний. Розчиняється у воді, утворюючи сірчисту кислоту:
Ця кислота середньої сили, але дуже нестійка існує тільки в розчинах. Тому при дії на її солі - сульф іты- іншими кислотами можна отримати сірчистий газ:
При кип'ятінні отриманого розчину ця кислота розкладається повністю.
Завдання 15.5.Визначте ступінь окислення сірки у сірчистому газі, сірчистій кислоті, сульфіті натрію.
Оскільки ступінь окислення +4 для сірки є проміжною, всі перелічені сполуки можуть бути і окислювачами та відновниками:
Наприклад:
Завдання 15.6.Розставте коефіцієнти цих схемах методом електронного балансу. Вкажіть, які властивості виявляє атом сірки зі ступенем окиснення +4 у кожній із реакцій.
Відновлювальні властивості сірчистого газу застосовуються практично. Так, при відновленні втрачають колір деякі органічні сполуки, тому оксид сірки IV та сульфіти застосовують при відбілюванні. Сульфіт натрію, розчинений у воді, уповільнює корозію труб, тому що легко поглинає кисень із води, а саме кисень є «винуватцем» корозії:
Окислюючись у присутності каталізатора, сірчистий газ перетворюється на сірчаний ангідрид SO 3:
Сірчаний ангідрид та сірчана кислота
Сірчаний ангідрид SO 3- безбарвна рідина, що бурхливо реагує з водою:
Сірчана кислота H 2 SO 4- сильна кислота, яка в концентрованомуВін активно поглинає вологу з повітря (ця властивість застосовується при осушенні різних газів) і з деяких складних речовин:
