O.S.ZAYTSEV

CARTE EDUCATIVA IN CHIMIE

PENTRU PROFESORI SCOALA SECUNDARA,
ELEVII UNIVERSITĂȚILOR PEDAGOGICE ȘI ȘCOLARII CLASELE 9-10,
HOTĂRÂT SĂ SE DEDICĂ CHIMIE ŞI ŞTIINŢELE NATURII

MANUAL DE ACTIVITATE PRACTICI DE LABORATOR POVESTIȘTI ȘTIINȚIFICE PENTRU CITIRE

Continuare. Vezi 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. Reacții redox

CERCETARE DE LABORATOR
(continuare)

2. Ozonul este un agent oxidant.

Ozonul este cea mai importantă substanță pentru natură și pentru om.

Ozonul creează o ozonosferă în jurul Pământului la o altitudine de 10 până la 50 km, cu un conținut maxim de ozon la o altitudine de 20–25 km. Fiind în straturile superioare ale atmosferei, ozonul nu trece la suprafața Pământului majoritatea razelor ultraviolete ale Soarelui, care au un efect dăunător asupra oamenilor, animalelor și lumea vegetală. În ultimii ani, au fost descoperite zone ale ozonosferei cu un conținut de ozon foarte redus, așa-numitele găuri de ozon. Nu se știe dacă găurile de ozon s-au format înainte. Motivele apariției lor sunt, de asemenea, neclare. Se presupune că freonii de la frigidere și cutiile de parfum care conțin clor, sub influența radiațiilor ultraviolete de la Soare, eliberează atomi de clor, care reacționează cu ozonul și reduc astfel concentrația acestuia în atmosfera superioară. Pericolul găurilor de ozon în atmosferă este extrem de îngrijorător pentru oamenii de știință.
În atmosfera inferioară, ozonul se formează ca urmare a unei serii de reacții succesive între oxigenul atmosferic și oxizii de azot emise de motoarele de mașini prost reglate și descărcările de la liniile electrice de înaltă tensiune. Ozonul este foarte dăunător pentru respirație - distruge țesuturile bronhiilor și plămânilor. Ozonul este extrem de toxic (mai puternic decât monoxidul de carbon). Concentrația maximă admisă în aer este de 10-5%.
Astfel, ozonul din straturile superioare și inferioare ale atmosferei are efectul opus asupra oamenilor și faunei sălbatice.
Ozonul împreună cu clorul este folosit în tratarea apei pentru a descompune impuritățile organice și a ucide bacteriile. Cu toate acestea, atât clorarea, cât și ozonarea apei au avantajele și dezavantajele lor. Când apa este clorurată, bacteriile sunt aproape complet distruse, dar se formează substanțe organice de natură cancerigenă care sunt dăunătoare sănătății (contribuie la dezvoltarea tumorilor canceroase) - dioxine și compuși similari. Când apa este ozonizată, astfel de substanțe nu se formează, dar ozonul nu ucide toate bacteriile, iar după un timp bacteriile vii rămase se înmulțesc din abundență, absorbind rămășițele bacteriilor ucise, iar apa devine și mai poluată cu flora bacteriană. Prin urmare, ozonarea apei potabile este cel mai bine utilizată atunci când este utilizată rapid. Ozonarea foarte eficienta a apei din piscine, cand apa este continuata circulata prin ozonizator. Ozonul este folosit și pentru purificarea aerului. Este unul dintre agenții oxidanți ecologici care nu pleacă produse nocive a decăderii sale.
Ozonul oxidează aproape toate metalele, cu excepția aurului și a metalelor din grupa platinei.

Metodele chimice de producere a ozonului sunt ineficiente sau prea periculoase. Prin urmare, vă sfătuim să obțineți ozon amestecat cu aer într-un ozonator (efectul unei descărcări electrice slabe asupra oxigenului) disponibil în laboratorul de fizică al școlii.

Ozonul se obține cel mai adesea prin acțiunea asupra oxigenului gazos a unei descărcări electrice liniștite (fără strălucire și scântei), care apare între pereții vaselor interioare și exterioare ale ozonizatorului. Cel mai simplu ozonator este ușor de realizat din tuburi de sticlă cu dopuri. Cum să faceți acest lucru, veți înțelege din Fig. 8.4. Electrodul interior este o tijă de metal (cui lung), electrodul exterior este o spirală de sârmă. Aerul poate fi suflat cu o pompă de aer de acvariu sau cu un bec de cauciuc dintr-o sticlă de pulverizare. Pe fig. 8.4 electrodul interior este într-un tub de sticlă ( de ce crezi?), dar puteți asambla ozonatorul fără el. dopurile din cauciuc sunt corodate rapid de ozon.

Este convenabil să obțineți tensiune înaltă din bobina de inducție a sistemului de aprindere a mașinii prin deschiderea continuă a conexiunii la o sursă de joasă tensiune (baterie sau redresor de 12 V).
Randamentul de ozon este de câteva procente.

Ozonul poate fi detectat calitativ folosind o soluție de amidon de iodură de potasiu. Această soluție poate fi impregnată cu o bandă de hârtie de filtru sau soluția poate fi adăugată în apă ozonizată, iar aerul cu ozon este trecut prin soluție într-o eprubetă. Oxigenul nu reacționează cu ionul de iodură.
Ecuația reacției:

2I - + O 3 + H 2 O \u003d I 2 + O 2 + 2OH -.

Scrieți ecuațiile pentru reacțiile de primire și eliberare de electroni.
Aduceți o bandă de hârtie de filtru umezită cu această soluție la ozonator. (De ce ar trebui să conțină soluția de iodură de potasiu amidon?) Peroxidul de hidrogen interferează în acest mod cu determinarea ozonului. (De ce?).
Calculați EMF al reacției folosind potențialele electrodului:

3. Proprietăți reducătoare ale hidrogenului sulfurat și ale ionului sulfurat.

Hidrogenul sulfurat este un gaz incolor cu miros de ouă putrezite (unele proteine ​​conțin sulf).
Pentru a efectua experimente cu hidrogen sulfurat, puteți utiliza hidrogen sulfurat gazos, trecând-o printr-o soluție cu substanța studiată sau adăugați apă cu hidrogen sulfurat pregătită în prealabil la soluțiile de testare (acest lucru este mai convenabil). Multe reacții pot fi efectuate cu o soluție de sulfură de sodiu (reacții pentru ionul sulfură S 2–).
Lucrați cu hidrogen sulfurat doar sub tiraj! Amestecuri de hidrogen sulfurat cu aer ard cu o explozie.

Hidrogenul sulfurat este produs de obicei în aparatul Kipp prin acționarea cu 25% acid sulfuric (diluat 1:4) sau 20% acid clorhidric (diluat 1:1) pe sulfură de fier sub formă de bucăți de dimensiunea de 1–2 cm. Ecuația reacției:

FeS (cr.) + 2Н + = Fe2+ + H2S (g.).

Cantități mici de hidrogen sulfurat pot fi obținute prin introducerea sulfurei de sodiu cristalină într-un balon cu dop, prin care se trece o pâlnie de adiție cu robinet și un tub de evacuare. Turnați încet 5-10% acid clorhidric dintr-o pâlnie (de ce nu sulf?), balonul este agitat constant prin agitare pentru a evita acumularea locală de acid nereacționat. Dacă nu se face acest lucru, amestecarea neașteptată a componentelor poate duce la o reacție violentă, ejectarea dopului și distrugerea balonului.
Un flux uniform de hidrogen sulfurat se obține prin încălzirea compușilor organici bogați în hidrogen cu sulf, cum ar fi parafina (1 parte parafină la 1 parte sulf, 300 ° C).
Pentru a obține apă cu hidrogen sulfurat, hidrogenul sulfurat este trecut prin apă distilată (sau fiartă). Aproximativ trei volume de hidrogen sulfurat gazos sunt dizolvate într-un volum de apă. Când stați în aer, apa cu hidrogen sulfurat devine treptat tulbure. (De ce?).
Hidrogenul sulfurat este un agent reducător puternic: halogenii se reduc la halogenuri de hidrogen, acidul sulfuric la dioxid de sulf și sulf.
Hidrogenul sulfurat este otrăvitor. Concentrația maximă admisă în aer este de 0,01 mg/l. Chiar și la concentrații scăzute, hidrogenul sulfurat irită ochii și tractul respirator, cauzează durere de cap. Concentrațiile peste 0,5 mg/l pun viața în pericol. La concentrații mai mari, daune sistem nervos. La inhalarea de hidrogen sulfurat este posibil stopul cardiac și respirator. Uneori, hidrogenul sulfurat se acumulează în peșteri și puțuri de canalizare, iar o persoană care ajunge acolo își pierde instantaneu cunoștința și moare.
În același timp, băile cu hidrogen sulfurat au un efect terapeutic asupra organismului uman.

3a. Reacția hidrogenului sulfurat cu peroxidul de hidrogen.

Studiați efectul soluției de peroxid de hidrogen asupra apei cu hidrogen sulfurat sau soluției de sulfură de sodiu.
Pe baza rezultatelor experimentelor, alcătuiți ecuațiile de reacție. Calculați EMF al reacției și trageți o concluzie despre posibilitatea trecerii acesteia.

3b. Reacția hidrogenului sulfurat cu acidul sulfuric.

Într-o eprubetă cu 2–3 ml apă cu hidrogen sulfurat (sau soluție de sulfură de sodiu), se adaugă acid sulfuric concentrat prin picurare (cu grija!)înainte de apariţia turbidităţii. Ce este această substanță? Ce alte produse pot fi obținute în această reacție?
Scrieți ecuațiile de reacție. Calculați EMF al reacției folosind potențialele electrodului:

4. Dioxid de sulf și ion sulfit.

Dioxidul de sulf, dioxidul de sulf, este cel mai important poluant atmosferic emis de motoarele de automobile atunci când se utilizează benzină slab rafinată și cuptoare care ard cărbuni care conțin sulf, turbă sau păcură. În fiecare an, milioane de tone de dioxid de sulf sunt eliberate în atmosferă din cauza arderii cărbunelui și petrolului.
Dioxidul de sulf se găsește în mod natural în gazele vulcanice. Dioxidul de sulf este oxidat de oxigenul atmosferic în trioxid de sulf care, prin absorbția apei (vaporilor), se transformă în acid sulfuric. Ploile acide care cădeau distrug părțile de ciment ale clădirilor, monumentele de arhitectură, sculpturile sculptate din piatră. Ploaia acidă încetinește creșterea plantelor și chiar duce la moartea acestora, ucigând organismele vii din corpurile de apă. Astfel de ploi spăla îngrășămintele cu fosfor, care sunt slab solubile în apă, care, pătrunzând în corpurile de apă, duc la reproducerea rapidă a algelor și la o mlaștină rapidă a iazurilor și râurilor.
Dioxidul de sulf este un gaz incolor cu miros înțepător. Dioxidul de sulf ar trebui să fie produs și manipulat la curent.

Dioxidul de sulf poate fi obținut prin introducerea a 5-10 g de sulfit de sodiu într-un balon cu dop, cu un tub de evacuare și o pâlnie de adăugare. Dintr-o pâlnie de picurare cu 10 ml de acid sulfuric concentrat (atenție extremă!) se adaugă picătură cu picătură la cristalele de sulfit de sodiu. În loc de sulfit de sodiu cristalin, puteți folosi soluția sa saturată.
Dioxidul de sulf poate fi obținut și prin reacția dintre cuprul metalic și acidul sulfuric. Într-un balon cu fund rotund prevăzut cu dop cu tub de evacuare a gazului și pâlnie de picurare, puneți așchii de cupru sau bucăți de sârmă și turnați puțin acid sulfuric din pâlnia de picurare (se iau aproximativ 6 ml de acid sulfuric concentrat la 10 g de cupru). Se încălzește ușor balonul pentru a începe reacția. După aceea, adăugați acidul picătură cu picătură. Scrieți ecuațiile pentru recepția și întoarcerea electronilor și ecuația totală.
Proprietățile dioxidului de sulf pot fi studiate prin trecerea gazului printr-o soluție de reactiv, sau sub formă de soluție apoasă (acid sulfuros). Aceleași rezultate se obțin folosind soluții acidulate de sulfiți de sodiu Na 2 SO 3 și potasiu K 2 SO 3 . Într-un volum de apă se dizolvă până la patruzeci de volume Acid gazos(se dovedește soluție de ~6%).
Dioxidul de sulf este toxic. Cu otrăvire ușoară, tuse, nas care curge, apar lacrimi, începe amețelile. Creșterea dozei duce la stop respirator.

4a. Interacțiunea acidului sulfuros cu peroxidul de hidrogen.

Preziceți produșii de reacție ai acidului sulfuros și a peroxidului de hidrogen. Testează-ți presupunerea cu experiență.
Adăugați aceeași cantitate de soluție de peroxid de hidrogen 3% la 2-3 ml de acid sulfuros. Cum se demonstrează formarea produșilor de reacție așteptați?
Repetați același experiment cu soluții acidulate și alcaline de sulfit de sodiu.
Scrieți ecuațiile reacției și calculați emf-ul procesului.
Selectați potențialul electrodului de care aveți nevoie:

4b. Reacția dintre dioxidul de sulf și hidrogenul sulfurat.

Această reacție are loc între SO2 și H2S gazos și servește la producerea sulfului. Reacția este, de asemenea, interesantă prin faptul că cei doi poluanți atmosferici se anulează reciproc. Are loc această reacție între soluțiile de hidrogen sulfurat și dioxid de sulf? Răspundeți la această întrebare cu experiență.
Selectați potențialele electrodului pentru a determina posibilitatea unei reacții în soluție:

Încercați să efectuați un calcul termodinamic al posibilității reacțiilor trecătoare. Caracteristicile termodinamice ale substanțelor pentru a determina posibilitatea unei reacții între substanțele gazoase sunt următoarele:

În ce stare a substanțelor - gazoase sau în soluție - reacțiile sunt mai de preferat?

Hidrogen sulfurat și sulfuri. Hidrogenul sulfurat H 2 S este un gaz incolor cu miros înțepător. Foarte toxic, provoacă otrăvire chiar și la niveluri scăzute în aer (aproximativ 0,01%). Hidrogenul sulfurat este cu atât mai periculoasă cu cât se poate acumula în organism. Se combină cu fierul din hemoglobina sângelui, ceea ce poate duce la leșin și moarte din cauza lipsei de oxigen. În prezența vaporilor de substanțe organice, toxicitatea H 2 S crește brusc.

Cu toate acestea, hidrogenul sulfurat este parte integrantă niste ape minerale(Pyatigorsk, Sernovodsk, Matsesta), utilizate în scopuri terapeutice.

Hidrogenul sulfurat este conținut în gazele vulcanice și se formează în mod constant pe fundul Mării Negre. Hidrogenul sulfurat nu ajunge în straturile superioare, deoarece la o adâncime de 150 m interacționează cu oxigenul care pătrunde de sus și este oxidat de acesta la sulf. Hidrogenul sulfurat se formează atunci când proteina putrezește, așa că, de exemplu, ouăle putrezite miroase a hidrogen sulfurat.

Când hidrogenul sulfurat este dizolvat în apă, se formează un acid hidrosulfuric slab, ale cărui săruri se numesc sulfuri. Sulfurile metalelor alcaline și alcalino-pământoase, precum și sulfura de amoniu, sunt foarte solubile în apă, sulfurile altor metale sunt insolubile și sunt colorate în diferite culori, de exemplu: ZnS - alb, PbS - negru, MnS - roz (Fig. 120).

Orez. 120.
Sulfurile metalice au culori diferite

Arsuri de hidrogen sulfurat. Când flacăra este răcită (se introduc obiecte reci în ea), se formează sulf liber:

2H 2 S + O 2 \u003d 2H 2 O + 2S ↓.

Dacă flacăra nu este răcită și este furnizat un exces de oxigen, atunci se obține oxid de sulf (IV):

2H 2 S + 3O 2 \u003d 2H 2 O + 2SO 2.

Hidrogenul sulfurat este cel mai puternic agent reducător.

Oxid de sulf (IV), acid sulfuros și sărurile sale. În timpul arderii sulfului, a arderii complete a hidrogenului sulfurat și a prăjirii sulfurilor, se formează oxid de sulf (IV) SO 2, care, după cum sa menționat mai devreme, este adesea numit și dioxid de sulf. Este un gaz incolor cu un miros înțepător caracteristic. Prezintă proprietățile tipice ale oxizilor acizi și este foarte solubil în apă, formând acid sulfuros slab. Este instabil și se descompune în substanțele sale originale:

Sărurile acidului sulfuros, ca dibazic, pot fi sulfiți medii, cum ar fi sulfitul de sodiu Na2S04, și hidrosulfiții acizi, cum ar fi hidrosulfitul de sodiu NaHS03. Hidrosulfitul și sulfitul de sodiu, precum și dioxidul de sulf, sunt utilizați pentru albirea lânii, mătăsii, hârtiei și paielor, precum și conservanții pentru conservarea fructelor și fructelor proaspete.

Acid sulfuric și sărurile sale. Când oxidul de sulf (IV) este oxidat, se formează oxidul de sulf (VI):

Reacția începe doar când temperaturi mari(420-650 °C) și se desfășoară în prezența unui catalizator (platină, oxizi de vanadiu, fier etc.).

Oxidul de sulf (VI) SO 3 în condiții normale este un lichid incolor volatil cu miros sufocant. Acest oxid acid tipic se dizolvă în apă pentru a forma acid sulfuric:

H 2 O + SO 3 \u003d H 2 SO 4.

Acidul sulfuric pur din punct de vedere chimic este un lichid greu uleios incolor. Are o puternică proprietate higroscopică (de eliminare a apei), prin urmare este utilizat pentru uscarea substanțelor. Acidul sulfuric concentrat este capabil să preia apa din moleculele substanțelor organice, carbonizându-le. Dacă aplicați un model pe hârtia de filtru cu o soluție de acid sulfuric și apoi îl încălziți, hârtia se va înnegri (Fig. 121, a) și va apărea modelul.

Orez. 121.
Carbonizarea hârtiei (a) și a zahărului (b) cu acid sulfuric concentrat

Dacă zahărul pudră este pus într-un pahar de sticlă înalt, umezit cu apă și turnat, amestecând conținutul paharului cu o baghetă de sticlă, acid sulfuric concentrat, atunci după 1-2 minute conținutul paharului va începe să se înnegrească, să se umfle și se ridică sub forma unei mase voluminoase libere (Fig. 121, b). Amestecul din pahar este foarte fierbinte. Ecuația reacției pentru interacțiunea acidului sulfuric concentrat cu zahăr pudră(zaharoză C12H22O11)

explică experiența: gazele formate în urma reacției umflă cărbunele format, împingându-l afară din sticlă împreună cu bastonul.

Acidul sulfuric concentrat dizolvă bine oxidul de sulf (VI), o soluție de SO 3 în acid sulfuric se numește oleum.

Știți deja regula pentru diluarea acidului sulfuric concentrat, dar să o repetăm ​​din nou: nu puteți adăuga apă la acid (de ce?), ar trebui să turnați cu atenție acidul în apă într-un flux subțire, amestecând continuu soluția.

Proprietăți chimice acidul sulfuric depinde în mare măsură de concentrația sa.

Acidul sulfuric diluat prezintă toate proprietățile caracteristice acizilor: interacționează cu metalele aflate într-o serie de tensiuni până la hidrogen, cu eliberare de H 2, cu oxizi metalici (bazici și amfoteri), cu baze, cu hidroxizi și săruri amfoterice.

Experimentul de laborator nr 29
Proprietățile acidului sulfuric diluat

Deoarece acidul sulfuric este dibazic, formează două serii de săruri: mediu - sulfați, de exemplu Na 2 SO 4 , și acid - hidrosulfați, de exemplu NaHSO 4 .

Reactivul pentru acid sulfuric și sărurile sale este clorură de bariu BaCl 2; ionii sulfat cu ioni Ba 2+ formează sulfat de bariu alb insolubil, care precipită (Fig. 122):

Orez. 122.
Reacție calitativă la ionul sulfat

Acidul sulfuric concentrat este foarte diferit ca proprietăți de acidul diluat. Deci, în interacțiunea H 2 SO 4 (conc) cu metalele, hidrogenul nu este eliberat. Cu metalele la dreapta hidrogenului într-o serie de tensiuni (cupru, mercur etc.), reacția se desfășoară după cum urmează:

Procesele de oxidare și reducere care apar în acest caz pot fi scrise după cum urmează:

Atunci când interacționează cu metale care se află într-o serie de tensiuni până la hidrogen, acidul sulfuric concentrat este redus la S, SO 2 sau H 2 S, în funcție de poziția metalului într-o serie de tensiuni și condiții de reacție, de exemplu:

Acum înțelegeți că metalele care interacționează cu H 2 SO 4 (conc) sunt în seria de tensiuni atât înainte, cât și după hidrogen. În acest caz, nu se formează hidrogen, deoarece agentul de oxidare într-o astfel de reacție nu este cationii H + hidrogen, ca în H2SO4 (dif), ci ionii sulfat.

Fierul și aluminiul sunt pasivate cu acid sulfuric concentrat, adică sunt acoperite cu o peliculă de protecție, astfel încât acidul concentrat poate fi transportat în rezervoare de oțel și aluminiu.

Fiind un acid puternic nevolatil, acidul sulfuric concentrat este capabil să înlocuiască alți acizi din sărurile lor. Știți deja o astfel de reacție, de exemplu, producerea de acid clorhidric:

Acidul sulfuric este unul dintre cele mai importante produse utilizate în diverse industrii (Fig. 123). Principalele domenii de aplicare a acestuia: producția de îngrășăminte minerale, metalurgie, rafinarea produselor petroliere.

Orez. 123.
Aplicarea acidului sulfuric:
1-8 - producție produse chimiceși mărfuri (acizi 1, explozivi 2, îngrășăminte minerale 3, cupru electrolitic 4, smalț 5, săruri 6, raion 7, medicamente 8); 9 - purificarea produselor petroliere; 10 - ca electrolit în baterii

Acidul sulfuric este, de asemenea, utilizat în producția de alți acizi, detergenți, explozivi, medicamente, vopsele și ca electrolit pentru bateriile cu plumb. Figura 124 arată cât de mult acid sulfuric (în %) din producția mondială totală este utilizat în diferite industrii.

Orez. 124.
Ponderea consumului de acid sulfuric pentru diverse nevoi ale producției industriale

Dintre sărurile acidului sulfuric, sulfatului de sodiu sau sării Glauber, deja cunoscute de dumneavoastră, sunt de cea mai mare importanță Na 2 SO 4 10H 2 O, gipsul CaSO 4 2H 2 O și sulfatul de bariu BaSO4 (unde se folosesc?).

Sulfatul de cupru CuSO 4 5H 2 O este folosit în agricultură pentru combaterea dăunătorilor și a bolilor plantelor.

Producția de acid sulfuric. Acidul sulfuric este produs în trei etape.

Procesele chimice pentru producerea acidului sulfuric pot fi reprezentate ca următoarea schemă:

1. Obținerea SO 2. Sulful, piritele sau hidrogenul sulfurat sunt folosite ca materii prime:

2. Obţinerea SO 3 . Cunoașteți deja acest proces - oxidarea cu oxigen se realizează folosind un catalizator (scrieți ecuația reacției și dați descrierea completă a acesteia).

3. Obținerea H2SO4. Și aici, spre deosebire de reacția cunoscută de tine, descrisă de ecuație:

SO 3 + H 2 O \u003d H 2 SO 4,

procesul de dizolvare a oxidului de sulf (VI) se desfășoară nu în apă, ci în acid sulfuric concentrat, care are ca rezultat oleum-ul familiar.

Producerea acidului sulfuric creează multe probleme de mediu. Emisiile și deșeurile de la instalațiile de acid sulfuric sunt extreme impact negativ, provocând leziuni ale sistemului respirator la oameni și animale, moartea vegetației și suprimarea creșterii acesteia, creșterea uzurii corozive a materialelor, distrugerea structurilor din calcar și marmură, acidificarea solurilor etc.

Cuvinte și concepte noi

1. Hidrogen sulfurat și sulfuri.
2. Dioxid de sulf, acid sulfuros, sulfiți.
3. Acid sulfuric, diluat și concentrat.
4. Utilizarea acidului sulfuric.
5. Săruri ale acidului sulfuric: sare Glauber, gips, sulfat de bariu, sulfat de cupru.
6. Producția de acid sulfuric.

Sarcini pentru munca independenta

1. Care dintre substanțe prezintă numai proprietăți reducătoare, doar oxidante sau ambele proprietăți oxidante și reducătoare: sulf, hidrogen sulfurat, oxid de sulf (IV), acid sulfuric? De ce? Sprijiniți-vă răspunsul cu ecuațiile de reacție corespunzătoare.
2. Descrieţi: a) dioxid de sulf; b) oxid de sulf (VI) conform planului: obtinere, proprietati, aplicare. Scrieți ecuațiile pentru reacțiile corespunzătoare.
3. Scrieți ecuațiile de reacție care caracterizează proprietățile acidului sulfuric diluat ca electrolit. Ce proprietate este un proces redox? Ce reacții pot fi atribuite reacțiilor de schimb ionic? Considerați-le din punctul de vedere al teoriei disocierii electrolitice.
4. Scrieți ecuațiile reacțiilor care stau la baza producerii acidului sulfuric, după schema dată în paragraf.
5. 40 g de oxid de sulf (VI) (n.a.) au fost dizolvate în 400 ml apă. Calculați fracția de masă a acidului sulfuric din soluția rezultată.
6. Descrieți reacția pentru sinteza oxidului de sulf (VI), folosind toate clasificările reacțiilor pe care le-ați studiat.
7. 500 g de sulfat de cupru au fost dizolvate în 5 litri de apă. Calculați fracția de masă a sulfatului de cupru (II) din soluția rezultată.
8. De ce acidul sulfuric este numit „pâinea industriei chimice”?

Oxidul de sulf (dioxid de sulf, dioxid de sulf, dioxid de sulf) este un gaz incolor care în condiții normale are un miros caracteristic ascuțit (asemănător cu mirosul unui chibrit aprins). Se lichefiază sub presiune temperatura camerei. Dioxidul de sulf este solubil în apă, formând acid sulfuric instabil. De asemenea, această substanță este solubilă în acid sulfuric și etanol. Aceasta este una dintre componentele principale care formează gazele vulcanice.

1. Dioxidul de sulf se dizolvă în apă pentru a forma acid sulfuros. În condiții normale, această reacție este reversibilă.

SO2 (dioxid de sulf) + H2O (apă) = H2SO3 (acid sulfuros).

2. Cu alcalii, dioxidul de sulf formează sulfiți. De exemplu: 2NaOH (hidroxid de sodiu) + SO2 (dioxid de sulf) = Na2SO3 (sulfit de sodiu) + H2O (apă).

3. Activitate chimică dioxidul de sulf este suficient de mare. Cele mai pronunțate proprietăți reducătoare ale dioxidului de sulf. În astfel de reacții, starea de oxidare a sulfului crește. De exemplu: 1) SO2 (dioxid de sulf) + Br2 (brom) + 2H2O (apă) = H2SO4 (acid sulfuric) + 2HBr (bromură de hidrogen); 2) 2SO2 (dioxid de sulf) + O2 (oxigen) = 2SO3 (sulfit); 3) 5SO2 (dioxid de sulf) + 2KMnO4 (permanganat de potasiu) + 2H2O (apă) = 2H2SO4 (acid sulfuric) + 2MnSO4 (sulfat de mangan) + K2SO4 (sulfat de potasiu).

Ultima reacție este un exemplu de reacție calitativă la SO2 și SO3. apare decolorarea violet).

4. În prezența agenților reducători puternici, dioxidul de sulf poate prezenta proprietăți oxidante. De exemplu, pentru extragerea sulfului din gazele reziduale din industria metalurgică se utilizează reducerea dioxidului de sulf cu monoxid de carbon (CO): SO2 (dioxid de sulf) + 2CO (monoxid de carbon) = 2CO2 + S (sulf).

De asemenea, proprietățile oxidante ale acestei substanțe sunt folosite pentru a obține acid fosforic: PH3 (fosfină) + SO2 (gaz sulfuros) = ​​H3PO2 (acid fosforic) + S (sulf).

Unde se folosește dioxidul de sulf?

Dioxidul de sulf este folosit în principal pentru a produce acid sulfuric. De asemenea, este utilizat în producția de băuturi cu conținut scăzut de alcool (vin și alte băuturi din categoria de preț mediu). Datorită proprietății acestui gaz de a ucide diferite microorganisme, depozitele și magazinele de legume sunt fumigate cu el. În plus, oxidul de sulf este folosit pentru albirea lânii, mătasei, paielor (acele materiale care nu pot fi decolorate cu clor). În laboratoare, dioxidul de sulf este folosit ca solvent și pentru a obține diferite săruri ale acidului sulfuros.

Impact fiziologic

Dioxidul de sulf are proprietăți toxice puternice. Simptomele otrăvirii sunt tuse, secreții nazale, răgușeală a vocii, un gust deosebit în gură, durere severă în gât. Inhalarea de dioxid de sulf în concentrații mari provoacă dificultăți la înghițire și sufocare, tulburări de vorbire, greață și vărsături și se poate dezvolta edem pulmonar acut.

MAC pentru gazul acid:
- interior - 10 mg/m³;
- medie zilnică maximă-o singură dată în aerul atmosferic - 0,05 mg/m³.

Sensibilitatea la dioxidul de sulf variază între indivizi, plante și animale. De exemplu, dintre copaci, stejarul și mesteacănul sunt cei mai rezistenți, iar molidul și pinul sunt cei mai puțin rezistenți.

Almurzinova Zavrish Bisembaevna , profesor de biologie și chimie, MBOU „Școala generală de bază a fermei de stat din districtul Adamovsky din regiunea Orenburg.

Materia - chimie, clasa - 9.

UMK: „Chimie anorganică”, autori: G.E. Rudzitis, F.G. Feldman, Moscova, Iluminismul, 2014.

Nivelul de educație este de bază.

Subiect : "Sulfat de hidrogen. sulfuri. Dioxid de sulf. Acid sulfuros și sărurile sale. Numărul de ore pe subiect - 1.

Lecția numărul 4 din sistemul de lecții pe tema« Oxigen și sulf ».

Ţintă : Pe baza cunoștințelor structurii hidrogenului sulfurat, oxizilor de sulf, luați în considerare proprietățile și producția acestora, introduceți elevii în metodele de recunoaștere a sulfurilor și sulfiților.

Sarcini:

1. Educativ - să studieze caracteristicile structurale și proprietățile compușilor cu sulf (II) și(IV); Familiarizați-vă cu reacțiile calitative la ionii sulfuri și sulfit.

2. Dezvoltare - să dezvolte la elevi capacitatea de a efectua un experiment, de a observa rezultatele, de a analiza și de a trage concluzii.

3. Educativ – pentru a dezvolta interesul pentru ceea ce este studiat pentru a insufla abilități legate de natură.

Rezultate planificate : să fie capabil să descrie proprietățile fizice și chimice ale hidrogenului sulfurat, acidului hidrosulfurat și sărurilor sale; cunoașteți cum să produceți dioxid de sulf și acid sulfuros, explicați proprietățile compușilor cu sulf(II ) și (IV ) bazate pe idei despre procesele redox; ai o idee despre efectul dioxidului de sulf asupra apariției ploilor acide.

Echipamente : Pe masa demonstrativă: sulf, sulfură de sodiu, sulfură de fier, soluție de turnesol, soluție de acid sulfuric, soluție de azotat de plumb, clor într-un cilindru cu dop, un dispozitiv pentru producerea hidrogenului sulfurat și testarea proprietăților acesteia, oxid de sulf (VI), un gazometru cu oxigen, un pahar cu o capacitate de 500 ml., o lingura pentru arderea substantelor.

În timpul orelor :

Organizarea timpului .

Avem o conversație despre repetarea proprietăților sulfului:

1) ce explică prezența mai multor modificări alotropice ale sulfului?

2) ce se întâmplă cu moleculele: A) când sulful vaporos este răcit. B) în timpul depozitării pe termen lung a sulfului plastic, c) în timpul precipitării cristalelor dintr-o soluție de sulf în solvenți organici, de exemplu, în toluen?

3) care este baza metodei de flotație pentru curățarea sulfului de impurități, de exemplu, din nisipul de râu?

Numim doi studenți: 1) desenați schemele moleculelor diferitelor modificări alotropice ale sulfului și spuneți despre proprietățile lor fizice. 2) alcătuiți ecuațiile de reacție care caracterizează proprietățile oxigenului și luați în considerare din punct de vedere al oxido-reducerii.

Restul elevilor rezolvă problema, care este masa de sulfură de zinc formată în timpul reacției unui compus de zinc cu sulful, luată în cantitatea unei substanțe de 2,5 moli?

Împreună cu elevii, formulăm sarcina lecției : familiarizați-vă cu proprietățile compușilor cu sulf cu o stare de oxidare de -2 și +4.

Subiect nou : Elevii numesc compuși cunoscuți de ei în care sulful prezintă aceste stări de oxidare. Pe tablă și în caiete scriu formulele chimice, electronice și structurale ale hidrogenului sulfurat, oxidului de sulf (IV), acid sulfuros.

Cum se poate obține hidrogenul sulfurat? Elevii scriu ecuația de reacție pentru combinația de sulf cu hidrogen și o explică în termeni de redox. Apoi luați în considerare o altă metodă de producere a hidrogenului sulfurat: reacția schimbului de acizi cu sulfuri metalice. Comparăm această metodă cu metodele de producere a halogenurilor de hidrogen. Observăm că starea de oxidare a sulfului în reacțiile de schimb nu se modifică.

Care sunt proprietățile hidrogenului sulfurat? În conversație aflăm proprietăți fizice, observați efectul fiziologic. Proprietățile chimice le aflăm experimentând arderea hidrogenului sulfurat în aer în diferite condiții. Ce se poate forma ca produse de reacție? Considerăm reacțiile din punct de vedere al oxido-reducerii:

2 H 2 S+3O 2 = 2H 2 O+2SO 2

2H 2 S+O 2 =2H 2 O+2S

Atragem atenția elevilor asupra faptului că la arderea completă are loc o oxidare mai completă (S -2 - 6 e - = S +4 ) decât în ​​al doilea caz (S -2 - 2 e - = S 0 ).

Discutăm cum va decurge procesul dacă clorul este luat ca agent oxidant. Demonstrăm experiența de amestecare a gazelor în două cilindri, al cărui sus este pre-umplut cu clor, cel inferior cu hidrogen sulfurat. Clorul se decolorează pentru a forma acid clorhidric. Sulful se depune pe pereții cilindrului. După aceea, luăm în considerare esența reacției de descompunere a hidrogenului sulfurat și aducem studenții la concluzia despre natura acidă a hidrogenului sulfurat, confirmând-o cu experimentul de turnesol. Apoi efectuăm o reacție calitativă la ionul sulfură și întocmim ecuația reacției:

N / A 2 S+Pb (NR 3 ) 2 =2NaNO 3 +PbS ↓

Împreună cu studenții formulăm concluzia: hidrogenul sulfurat este doar un agent reducător în reacțiile redox, are caracter acid, soluția sa în apă este un acid.

S 0 →S -2 ; S -2 →S 0 ; S 0 →S +4 ; S -2 →S +4 ; S 0 →H 2 S -2 →S +4 O 2.

Aducem studenții la concluzia că există o legătură genetică între compușii sulfului și începem să vorbim despre compușiS +4 . Demonstrăm experimente: 1) obținerea oxidului de sulf (IV), 2) decolorarea soluției de fuchsină, 3) dizolvarea oxidului de sulf (IV) în apă, 4) detectarea acidului. Compunem ecuațiile de reacție ale experimentelor efectuate și analizăm esența reacțiilor:

2SO 2 + O 2 =2 SO 3 ; SO 2 +2 ore 2 S=3S+2H 2 O.

Acidul sulfuros este un compus instabil, care se descompune cu ușurință în oxid de sulf (IV) și apă, deci există numai în soluții apoase. Acesta este un acid cu putere medie. Formează două serii de săruri: mediu - sulfiți (SO 3 -2 ), acid - hidrosulfiți (HSO 3 -1 ).

Demonstrăm experiență: determinarea calitativă a sulfiților, interacțiunea sulfiților cu un acid puternic, în timp ce se eliberează gazSO 2 miros înțepător:

LA 2 SO 3 + H 2 SO 4 → K 2 SO 4 + H 2 Oh +SO 2

Consolidare. Lucrați la două opțiuni pentru a elabora scheme de aplicare 1 opțiune de hidrogen sulfurat, a doua opțiune de oxid de sulf (IV)

Reflecţie . Rezumând munca:

Despre ce legături vorbim astăzi?

Care sunt proprietățile compușilor cu sulf?II) și (IV).

Numiți domeniile de aplicare ale acestor compuși

VII. Tema pentru acasă: §11,12, exercițiul 3-5 (p.34)

Proprietăți fizice

Gaz, incolor, cu miros de ouă putrezite, otrăvitor, solubil în apă (în 1 V H 2 O dizolvă 3 V H 2 S la n.o.); t °pl. = -86°C; t °bp = -60°С.

Efectul hidrogenului sulfurat asupra organismului:

Hidrogenul sulfurat nu numai că miroase urât, ci este și extrem de toxic. Când acest gaz este inhalat în cantități mari, se instalează rapid paralizia nervilor respiratori, iar apoi persoana încetează să mai mirosească - acesta este pericolul de moarte al hidrogenului sulfurat.

Există multe cazuri de otrăvire cu gaze nocive atunci când lucrătorii au fost răniți în timpul reparației conductelor. Acest gaz este mai greu, așa că se acumulează în gropi, puțuri, din care nu este atât de ușor să ieși repede.

chitanta

1) H 2 + S → H 2 S (la t)

2) FeS + 2 HCl → FeCl2 + H2S

Proprietăți chimice

1) Rezolvare H 2 S în apă este un acid dibazic slab.

Disocierea are loc în două etape:

H 2 S → H + + HS - (prima etapă, se formează ionul hidrosulfură)

HS - → 2 H + + S 2- (a doua faza)

Acidul hidrosulfuric formează două serii de săruri - medii (sulfuri) și acide (hidrosulfuri):

N / A 2 S- sulfura de sodiu;

CaS– sulfură de calciu;

NaHS– hidrosulfură de sodiu;

Ca( HS) 2 – hidrosulfură de calciu.

2) Interacționează cu bazele:

H2S + 2 NaOH (exces) → Na2S + 2H2O

H2S (exces) + NaOH → Na H S + H2O

3) H 2 S prezintă proprietăți de restaurare foarte puternice:

H2S-2 + Br2 → S0 + 2HBr

H 2 S -2 + 2FeCl 3 → 2FeCl 2 + S 0 + 2HCl

H2S -2 + 4Cl2 + 4H2O → H2S +6O4 + 8HCl

3H 2 S -2 + 8HNO 3 (conc) → 3H 2 S +6 O 4 + 8NO + 4H 2 O

H 2 S -2 + H 2 S + 6 O 4 (conc) → S 0 + S + 4 O 2 + 2H 2 O

(când este încălzită, reacția se desfășoară într-un mod diferit:

H 2 S -2 + 3H 2 S + 6 O 4 (conc) → 4S +4 O 2 + 4H 2 O

4) Hidrogenul sulfurat este oxidat:

cu o lipsă O 2

2H2S-2 + O2 → 2S0 + 2H2O

cu un exces de O2

2H 2 S -2 + 3O 2 → 2S +4 O 2 + 2H 2 O

5) Argintul devine negru la contactul cu hidrogen sulfurat:

4 Ag + 2 H 2 S + O 2 → 2 Ag 2 S ↓ + 2 H 2 O

Obiectele întunecate pot fi restaurate să strălucească. Pentru a face acest lucru, se fierb într-un vas emailat cu o soluție de sifon și folie de aluminiu. Aluminiul reduce argintul la metal, iar soluția de sodă reține ionii de sulf.

6) Reacție calitativă la hidrogen sulfurat și sulfuri solubile - formarea unui precipitat maro închis (aproape negru). PbS:

H2S + Pb(NO3)2 → PbS↓ + 2HNO3

Na 2 S + Pb(NO 3) 2 → PbS↓ + 2NaNO 3

Pb 2+ + S 2- → PbS ↓

Poluarea atmosferică determină înnegrirea suprafeței picturilor pictate cu vopsele în ulei, care includ plumb alb. Unul dintre principalele motive pentru întunecarea picturilor artistice ale vechilor maeștri a fost folosirea plumbului alb, care, de-a lungul mai multor secole, a interacționat cu urmele de hidrogen sulfurat din aer (formate în cantități mici în timpul descompunerii proteinelor; în atmosfera regiunilor industriale etc.) se transformă în PbS. Plumbul alb este un pigment care este carbonat de plumb ( II). Reacționează cu hidrogenul sulfurat găsit în atmosfera poluată pentru a forma sulfură de plumb ( II), compus negru:

PbCO 3 + H 2 S = PbS↓ + CO 2 + H 2 O

La procesarea sulfurei de plumb ( II) are loc reacția cu peroxid de hidrogen:

PbS + 4 H 2 O 2 = PbSO 4 + 4 H 2 O,

aceasta formează sulfat de plumb ( II), un compus alb.

Astfel, sunt restaurate picturile în ulei înnegrite.

7) Restaurare:

PbS + 4 H 2 O 2 → PbSO 4 (alb) + 4 H 2 O

sulfuri

Obținerea de sulfuri

1) Multe sulfuri se obțin prin încălzirea unui metal cu sulf:

Hg + S → HgS

2) Sulfurile solubile se obțin prin acțiunea hidrogenului sulfurat asupra alcalinelor:

H2S + 2KOH → K2S + 2H2O

3) Sulfurile insolubile se obțin prin reacții de schimb:

CdCl2 + Na2S → 2NaCl + CdS↓

Pb(NO 3) 2 + Na 2 S → 2NaNO 3 + PbS↓

ZnSO4 + Na2S → Na2SO4 + ZnS↓

MnS04 + Na2S → Na2SO4 + MnS↓

2SbCl 3 + 3Na 2 S → 6NaCl + Sb 2 S 3 ↓

SnCl2 + Na2S → 2NaCl + SnS↓

Proprietățile chimice ale sulfurilor

1) Sulfurile solubile sunt puternic hidrolizate, drept urmare soluțiile lor apoase au o reacție alcalină:

K2S + H2O → KHS + KOH

S2- + H2O → HS - + OH -

2) Sulfurile metalelor care se află în seria tensiunilor la stânga fierului (inclusiv) sunt solubile în acizi tari:

ZnS + H2SO4 → ZnS04 + H2S

3) Sulfurile insolubile pot fi transformate într-o stare solubilă prin acțiunea concentratului HNO 3 :

FeS 2 + 8HNO 3 → Fe(NO 3) 3 + 2H 2 SO 4 + 5NO + 2H 2 O

SARCINI DE INFORTARE