Методическое руководство к лабораторным занятиям по химии для студентов экономического факультета (стр. 8 из 16)

Cl₂⁰ +2e = 2Cl^- | 4 восстановление, окислитель – Cl₂

Оксид серы IV. Сернистая кислота и ее соли.

Диоксид серы SO₂ – бесцветный газ с резким запахом, термически устойчивый и растворимый в воде. Водный раствор оксида серы (1V) называется сернистой кислотой. Основная масса растворенного SO₂ находится в растворе в гидратированной форме SO₂× nH₂O. Небольшая часть растворенных молекул взаимодействует с водой по схеме:

SO₂ + H₂O ↔ H₂SO₃ ↔ H⁺ + HSO₃^- ↔ 2H⁺ + SO₃^-2

В сторону образования HSO₃^- и SO₃^2- равновесие смещается легко в присутствии щелочей, при этом образуются соли 2-х типов: кислые – гидросульфиты и средние – сульфиты.

В воде растворяются лишь соли S-элементов 1 группы и гидросульфиты типа Me(HSO₃)₂. Т.к. в SO₂, H₂SO₃ и ее солях сера находится в промежуточной степени окисления (+4), в окислительновосстановительных реакциях они могут быть в роли восстановителя, окисляясь до S⁺⁶ (серная кислота и ее соли) или окислителя, восста-

навливаясь до S⁰ и S^-2 (сероводород, сульфиды)

Na₂SO₃ + Cl₂ + H₂O = Na₂SO₄ + 2HCl

S⁺⁴ –2e = S⁺⁶ | 1 окисление, восстановитель - Na₂SO₃

Cl₂⁰ + 2e = 2Cl^- | 1 восстановление, окислитель – Cl₂

Восстановительные свойства S⁺⁴ довольно сильные. Поэтому, например, сульфиты в водных растворах постепенно окисляются даже кислородом воздуха 2K₂SO₃ + O₂ = 2K₂SO₄

Окислительные свойства у S⁺⁴ выражены слабо и проявляются только в реакциях с сильными восстановителями.

SO₂ + 2H₂S = 3S + 2H₂O

S⁺⁴ + 4e = S⁰ | 1 восстановление, окислитель – SO₂

S^-2 –2e = S⁰ | 2 окисление, восстановитель – H₂S

Оксид серы (VI), серная кислота и ее соли.

SO₃ – серный ангидрид, является продуктом окисления SO₂. Этот процесс медленно протекает даже под действием кислорода воздуха при н.у.

2SO₂ + O₂ = 2SO₃. Реакция ускоряется под действием катализаторов (платина, оксиды ванадия). При взаимодействии с водой оксид серы (V1) образует серную кислоту: SO₃ + H₂O = H₂SO₄

SO₃ хорошо растворяется в 100% серной кислоте. Раствор SO₃ в такой кислоте называется олеумом (тяжелая, маслянистая жидкость). При хранении олеума в результате соединения оксида серы (V1) с серной кислотой образуется пиросерная кислота:

H₂SO₄ + SO₃ = H₂S₂O₇

Ее соли – пиросульфаты (например, K₂S₂O₇ – пиросульфат калия) находят применение в лабораторной практике.

Концентрированная серная кислота ионизирует незначительно. В водном растворе серная кислота – сильная, двухосновная. При охлаждении разбавленной серной кислоты выделяются кристаллогидраты H₂SO₄· H₂O,

H₂SO₄·2H₂O, H₂SO₄· 4H₂O.

Гидратация серной кислоты сопровождается выделением большого количества тепла. Поэтому смешивать концентрированную серную кислоту с водой следует очень осторожно, вливая серную кислоту тонкой струйкой в воду, а не наоборот. Концентрированная серная кислота поглощает пары воды и поэтому ее применяют в качестве осушителя. Она отнимает воду и от органических веществ, обугливая их. Например:

С₁₂Н₂₂О₁₁ + H₂SO₄(конц.) = 12C + H₂SO₄· 11H₂O

Поэтому концентрированная серная кислота причиняет сильные ожоги. В случае поражения кожи серной кислотой следует немедленно промыть обожженное место большим количеством воды и раствором NaHCO₃.

Серная кислота обладает всеми общими свойствами кислот (реагирует с основными оксидами и гидроксидами, разлагает соли слабых кислот). Т.к. сера в серной кислоте находится в максимальной степени окисления, она проявляет только окислительные свойства.

Разбавленная серная кислота окислительные свойства проявляет за счет катиона Н⁺. Все металлы, стоящие в ряду напряжений до водорода вытесняют его из разбавленной серной кислоты, если только образующаяся соль растворяется в ней.

H₂SO₄(разб.) + 2Al = Al₂(SO₄)₃ + 3H₂

Концентрированная серная кислота – более сильный окислитель. Она окисляет почти все металлы (кроме золота и платины) до солей, а сама восстанавливается до соединений серы со степенями окисления –2, 0, +4 в зависимости от активности металла и от условий реакции (например, температуры). Чем горячее серная кислота, тем более сильным окислителем она является. Чем активнее металл, тем сильнее восстанавливается S⁺⁶.

4Са + 5H₂SO₄ (конц.)= 4СаSO₄ + H₂S↑ + 4H₂O

3Cd + 4H₂SO₄ (конц.) = 3CdSO₄ + 4H₂O +S↓

Cu + 2H₂SO₄ (конц.) = CuSO₄ + SO₂↑ + 2H₂O

Металлы Be, Bi, Co, Fe, Mg, Nb, Al пассивируются в концентрированной серной кислоте и не реагируют с ней.

Концентрированная серная кислота окисляет и многие неметаллы:

2H₂SO_4конц. + S = 3SO₂ + 2H₂O, 2H₂SO_4конц. + C = CO₂ + 2SO₂ +2H₂O а также сложные вещества:

H₂SO_4конц. + 8HJ = 4J₂ + H₂S +4H₂O

Серная кислота образует соли: кислые (гидросульфаты) и средние (сульфаты).

Качественной реакцией на ион SO₄

^2- является реакция осаждения белого сульфата бария ( осадок не переводится в раствор соляной и азотной кислотами).

Ba⁺² + SO₄^-2 = BaSO₄↓

Многие соли серной кислоты содержат кристаллизационную воду и являются кристаллогидратами. Их часто называют купоросами, например:

CuSO₄· 5H₂O – пятиводный сульфат меди (II), медный купорос,

FeSO₄· 7H₂O - семиводный сульфат железа (II), железный купорос,

ZnSO₄· 7H₂O - семиводный сульфат цинка, цинковый купорос.

Серноватистая (тиосерная) кислота и ее соли.

Молекула серноватистой кислоты H₂S₂O₃ содержит два атома серы, один из которых имеет степень окисления +6, а другой –2. По силе эта кислота близка к серной, но в свободном состоянии неустойчива и распадается на сернистую кислоту и серу:

Na₂S₂O₃ = Na₂SO₃ + S↓

Многие соли серноватистой кислоты устойчивы и благодаря наличию в них иона S^-2 обладают восстановительными свойствами.

Наибольшее значение из них имеет тиосульфат натрия Na₂S₂O₃· 5H₂O.

Na₂S₂O₃ + 4Cl₂ + 5H₂O = 2H₂SO₄ + 2NaCl + 6HCl

S-2 – 8e = S+6 │1

Cl₂⁰ + 2e = 2Cl^- │4

Сера – элемент питания, необходимый для нормального развития растений. Она является обязательным компонентом белка, входит в состав некоторых растительных масел. Однако следует отметить, что подавляющее большинство почв не нуждается в специальном внесении серосодержащих удобрений, поскольку традиционные минеральные удобрения (суперфосфат, сульфат аммония (NH₄)₂SO₄, каинит KCl · MgSO₄ · 3H₂O и т.п.) содержат относительно большие количества серы. Кроме того, оксиды серы, образующиеся в результате переработки серосодержащего сырья и сгорания серосодержащего топлива в атмосфере, постоянно поступают в почву в виде кислотных осадков. В тоже время скопление серы в почвах в составе легкорастворимых солей Na₂SO₄, MgSO₄ и сероводорода отрицательно влияет на плодородие почв. Присутствие ионов SO₄^2- в воде обусловливают постоянную или сульфатную жесткость, а наличие сероводорода Н₂S (токсичен) – придает воде неприятный запах и способствует развитию серобактерий.

Тем не менее, внесение в щелочные почвы (солонцы) при вспашке гипса СаSO₄ улучшает (мелиорирует) физические свойства почвы. При этом ионы Са²⁺ замещают ионы Na⁺ и вымываются в форме Na₂SO₄.

ЭКСПЕРИМЕНТАЛЬНАЯ ЧАСТЬ

Опыт 1.Взаимодействие галогенов с водой и щелочью:

а) К 3-4 каплям раствора органического красителя ( например, фуксина) добавить примерно столько же капель бромной воды и встряхнуть смесь. Записать наблюдавшееся изменение – результат окисляющего действия бромной воды на краситель. Ответить будут ли также окислителями хлорная и йодная вода и какая в наибольшей степени

б) В пробирку внести 3-5 капель бромной воды и добавить при-

мерно такой же объем щелочи (раствор КОН или NаОН) , отметить изменение окраски и запаха, если они наблюдаются. В отдельной пробирке с раствором красителя проверить –сохранилось ли окислительное свойство раствора галогенов после добавления щелочи (брать 1-2 капли щелочного раствора)

Опыт 2 Характерные качественные реакции анионов хлора , брома и йода.

а) Действие азотнокислого серебра . К 3-5 каплям раствора хло-

рида калия добавить примерно столько же раствора нитрата серебра до прекращения образования осадка. Дать осадку осесть , отметить его цвет, слить раствор и добавить к осадку 2-3 капли концентрированного раствора аммиака до полного растворения. Полученный раствор подкислить несколькими каплями азотной кислоты (проверить реакцию жидкости, поместив одну каплю ее на РН-бумажку), отметить выпадение вновь хлористого серебра в виде осадка или мути. Написать уравнение реакции. Повторить этот опыт, взяв вместо хлористого калия сначала раствор бромида калия, затем раствор йодида калия. Отметить различие цвета осадков.