Tlenek siarki (dwutlenek siarki, dwutlenek siarki, dwutlenek siarki) to bezbarwny gaz, który w normalnych warunkach ma ostry, charakterystyczny zapach (podobny do zapachu palonej zapałki). Upłynnia się pod ciśnieniem w temperaturze pokojowej. Dwutlenek siarki jest rozpuszczalny w wodzie i powstaje niestabilny kwas siarkowy. Substancja ta jest również rozpuszczalna w kwasie siarkowym i etanolu. Jest to jeden z głównych składników tworzących gazy wulkaniczne.
1. Dwutlenek siarki rozpuszcza się w wodzie, tworząc kwas siarkowy. W normalnych warunkach reakcja ta jest odwracalna.
SO2 (dwutlenek siarki) + H2O (woda) = H2SO3 (kwas siarkawy).
2. W przypadku zasad dwutlenek siarki tworzy siarczyny. Na przykład: 2NaOH (wodorotlenek sodu) + SO2 (dwutlenek siarki) = Na2SO3 (siarczyn sodu) + H2O (woda).
3. Aktywność chemiczna dwutlenku siarki jest dość wysoka. Najbardziej widoczne są właściwości redukujące dwutlenku siarki. W takich reakcjach wzrasta stopień utlenienia siarki. Na przykład: 1) SO2 (dwutlenek siarki) + Br2 (brom) + 2H2O (woda) = H2SO4 (kwas siarkowy) + 2HBr (bromowodór); 2) 2SO2 (dwutlenek siarki) + O2 (tlen) = 2SO3 (siarczyn); 3) 5SO2 (dwutlenek siarki) + 2KMnO4 (nadmanganian potasu) + 2H2O (woda) = 2H2SO4 (kwas siarkowy) + 2MnSO4 (siarczan manganu) + K2SO4 (siarczan potasu).
Ostatnia reakcja jest przykładem jakościowej reakcji na SO2 i SO3. Roztwór nabiera fioletowego koloru.)
4. W obecności silnych środków redukujących dwutlenek siarki może wykazywać właściwości utleniające. Przykładowo do ekstrakcji siarki ze gazów spalinowych w przemyśle metalurgicznym stosuje się redukcję dwutlenku siarki tlenkiem węgla (CO): SO2 (dwutlenek siarki) + 2CO (tlenek węgla) = 2CO2 + S (siarka).
Ponadto właściwości utleniające tej substancji wykorzystuje się do otrzymania kwasu fosforawego: PH3 (fosfina) + SO2 (dwutlenek siarki) = H3PO2 (kwas fosforowy) + S (siarka).
Gdzie stosuje się dwutlenek siarki?
Dwutlenek siarki wykorzystywany jest głównie do produkcji kwasu siarkowego. Wykorzystywany jest także do produkcji napojów niskoalkoholowych (wino i inne napoje ze średniej półki cenowej). Ze względu na zdolność tego gazu do zabijania różnych mikroorganizmów, wykorzystuje się go do odkażania magazynów i składów warzywnych. Ponadto tlenek siarki stosuje się do wybielania wełny, jedwabiu i słomy (materiałów, których nie można wybielić chlorem). W laboratoriach dwutlenek siarki stosuje się jako rozpuszczalnik i w celu otrzymania różnych soli dwutlenku siarki.
Efekty fizjologiczne
Dwutlenek siarki ma silne właściwości toksyczne. Objawy zatrucia to kaszel, katar, chrypka, specyficzny smak w ustach i silny ból gardła. Wdychanie dwutlenku siarki w dużych stężeniach może powodować trudności w połykaniu i dławieniu, zaburzenia mowy, nudności i wymioty, a także może rozwinąć się ostry obrzęk płuc.
MPC dwutlenku siarki:
- w pomieszczeniu - 10 mg/m3;
- średnie dzienne maksymalne jednorazowe narażenie na powietrze atmosferyczne - 0,05 mg/m3.
Wrażliwość na dwutlenek siarki jest różna u poszczególnych osób, roślin i zwierząt. Przykładowo wśród drzew najbardziej odporne są dąb i brzoza, a najmniej świerk i sosna.
Siarkowodór występuje w sztuczne gazy . Może także wchodzić w skład niektórych gazów ziemnych. Siarkowodór (H2S) jest bezbarwnym gazem mocny specyficzny zapach. Siarkowodór cięższy powietrze. Jego gęstość wynosi R 0 = 1.539 kg/M 3. Siarkowodór jest mocny gaz nerwowy działa również drażniąco na drogi oddechowe i oczy. Maksymalne dopuszczalne stężenie H2S wynosi 0,01 mg/M 3. Podczas spalania siarkowodoru powstaje dwutlenek siarki SO 2, tj. zachodzi następująca reakcja:
2H 2 S + 3O 2 = 2SO 2 + 2H 2 O
Wyższa wartość opałowa dwutlenku siarki wynosi Qv = 25,727 M.J/M 3, najniższa – 23,715 M.J/M 3 .
Dwutlenek siarki ma bardzo dużą powierzchnię palną. Zatem dolna granica wynosi 4,3% obj., górna 45,5% obj. Jego temperatura zapłonu w powietrzu wynosi 290...487 0 Z.
Praca w obszarach o wysokim stężeniu dwutlenku siarki może skutkować zapalenie oskrzeli, duszność i częściowa utrata przytomności . Maksymalne dopuszczalne stężenie dwutlenku siarki wynosi 0,02 mg/M 3 .
Ofiarom zatrucia siarkowodorem należy udzielić pierwszej pomocy. Konieczne jest zapewnienie dostęp do świeżego powietrza i, jeśli to konieczne, przeprowadzić sztuczne oddychanie . W przypadku uszkodzenia oczu konieczne jest przetransportowanie ofiary do ciemnego pokoju i zalanie oczu mieszaniną nowokainy i adrenaliny.
Ofiary zatrucia dwutlenkiem siarki powinny przemyć nos i oczy roztworem sody. Jeśli masz duszący kaszel, użyj kodeina i inhalacja alkaliczna .
Dwusiarczek węgla
Dwusiarczek węgla występuje zwykle w gazach pirolitycznych, które należą do grupy gazów sztucznych. Jest to bezbarwna ciecz o specyficznym zapachu. Jego gęstość w temperaturze 20 0 Z pozostawia 2.263 kg/M 3. Pary dwusiarczku węgla są ponad 2,5 razy cięższe od powietrza. Podczas spalania dwusiarczku węgla powstają dwutlenek siarki i dwutlenek węgla:
CS 2 + 3O 2 = CO 2 + 2SO 2 (5.6)
Granice palności dwusiarczku węgla w powietrzu wynoszą: dolna – 1,25% obj., górna – 50% obj.
Wdychanie par dwusiarczku węgla o dużym stężeniu działa narkotycznie na organizm ludzki. Długotrwałe wdychanie małych stężeń dwusiarczku węgla prowadzi do chorób układu nerwowego. Maksymalne dopuszczalne stężenie dwusiarczku węgla w obszarze roboczym obiektów przemysłowych wynosi 0,01 mg/l.
Pierwszą pomocą w przypadku zatrucia dwusiarczkiem węgla jest przepłukanie nosa i oczu roztworem sody.
Amoniak
Zwykle występuje w gazach pirolitycznych otrzymywanych podczas wysokotemperaturowej destylacji węgla. Z jednej strony amoniak jest produktem wartościowym, ale z drugiej strony jest dość toksyczny. Ze względu na swoje właściwości amoniak jest bezbarwnym gazem o bardzo ostrym zapachu. Tylko 10% roztworu amoniaku w wodzie stanowi amoniak. Krótkotrwałe wdychanie wysokich stężeń prowadzi do silnego łzawienia i bólu oczu, a także powoduje ataki uduszenia, kaszel, zawroty głowy i wymioty. Ponadto przy znacznych stężeniach mogą również wystąpić zaburzenia krążenia i śmierć z powodu niewydolności serca. Niezwykle ekstra. stęż. amoniak w powietrzu w pomieszczeniach przemysłowych wynosi 0,02 mg/l. Powikłania skutków zatrucia, nawet przy niskich stężeniach amoniaku, mogą wystąpić w połączeniu z siarkowodorem. Może to prowadzić do utraty węchu i powodować przewlekły katar dróg oddechowych. W przypadku ostrego zatrucia amoniakiem poszkodowany musi wdychać opary kwasu octowego i 10% roztwór metanolu w chloroformie.
Cyjanowodór
Cyjanowodór jest składnikiem gazów sztucznych, głównie gazów pirolitycznych. Powstaje w wyniku oddziaływania amoniaku z gorącym koksem. Ilość powstałego cyjanowodoru zależy od wielu czynników: temperatury, wilgotności węgla i zawartości azotu. Cyjanowodór, zgodnie ze swoimi właściwościami fizykochemicznymi, jest cieczą o specyficznym zapachu (zapach gorzkich migdałów).
DEFINICJA
Siarkowodór to bezbarwny gaz o charakterystycznym zapachu gnijącego białka.
Jest nieco cięższy od powietrza, skrapla się w temperaturze -60,3 o C i krzepnie w temperaturze -85,6 o C. W powietrzu siarkowodór spala się niebieskawym płomieniem, tworząc dwutlenek siarki i wodę:
2H 2 S + 3O 2 = 2H 2 O + 2SO 2.
Jeśli do płomienia siarkowodoru włożymy jakiś zimny przedmiot, np. porcelanową filiżankę, temperatura płomienia znacznie spadnie, a siarkowodór utlenia się jedynie do wolnej siarki, która osadza się na filiżance w postaci żółtej powłoki:
2H2S + O2 = 2H2O + 2S.
Siarkowodór jest wysoce łatwopalny; jego mieszanina z powietrzem eksploduje. Siarkowodór jest bardzo trujący. Długotrwałe wdychanie powietrza zawierającego ten gaz, nawet w małych ilościach, powoduje ciężkie zatrucie.
W temperaturze 20 o C jedna objętość wody rozpuszcza 2,5 objętości siarkowodoru. Roztwór siarkowodoru w wodzie nazywa się wodą siarkowodorową. Kiedy stoisz w powietrzu, zwłaszcza przy świetle, woda zawierająca siarkowodór szybko mętnieje z powodu uwolnionej siarki. Dzieje się tak w wyniku utleniania siarkowodoru przez tlen atmosferyczny.
Produkcja siarkowodoru
W wysokich temperaturach siarka reaguje z wodorem, tworząc gazowy siarkowodór.
W praktyce siarkowodór zwykle powstaje w wyniku działania rozcieńczonych kwasów na metale siarkowe, na przykład siarczek żelaza:
FeS + 2HCl = FeCl2 + H2S.
Bardziej czysty siarkowodór można otrzymać przez hydrolizę CaS, BaS lub A1 2 S 3. Najczystszy gaz otrzymuje się w wyniku bezpośredniej reakcji wodoru i siarki w temperaturze 600°C.
Właściwości chemiczne siarkowodoru
Roztwór siarkowodoru w wodzie ma właściwości kwasu. Siarkowodór jest słabym kwasem dwuzasadowym. Dysocjuje krok po kroku i głównie według pierwszego kroku:
H 2 S↔H + + HS - (K 1 = 6 × 10 -8).
Drugi etap dysocjacji
HS - ↔H + + S 2- (K 2 = 10 -14)
występuje w znikomym stopniu.
Siarkowodór jest silnym środkiem redukującym. Pod wpływem silnych utleniaczy utlenia się do dwutlenku siarki lub kwasu siarkowego; głębokość utleniania zależy od warunków: temperatury, pH roztworu, stężenia utleniacza. Na przykład reakcja z chlorem zwykle prowadzi do powstania kwasu siarkowego:
H2S + 4Cl2 + 4H2O = H2SO4 + 8HCl.
Średnie sole siarkowodoru nazywane są siarczkami.
Zastosowanie siarkowodoru
Zastosowanie siarkowodoru jest dość ograniczone, co wynika przede wszystkim z jego dużej toksyczności. Znalazł zastosowanie w praktyce laboratoryjnej jako środek strącający metale ciężkie. Siarkowodór służy jako surowiec do produkcji kwasu siarkowego, siarki w postaci elementarnej i siarczków
Przykłady rozwiązywania problemów
PRZYKŁAD 1
| Ćwiczenia | Określ, ile razy cięższy od powietrza jest siarkowodór H 2 S. |
| Rozwiązanie | Stosunek masy danego gazu do masy innego gazu w tej samej objętości, w tej samej temperaturze i pod tym samym ciśnieniem nazywa się gęstością względną pierwszego gazu do drugiego. Wartość ta pokazuje, ile razy pierwszy gaz jest cięższy lub lżejszy od drugiego gazu. Przyjmuje się, że względna masa cząsteczkowa powietrza wynosi 29 (biorąc pod uwagę zawartość azotu, tlenu i innych gazów w powietrzu). Należy zauważyć, że pojęcie „względnej masy cząsteczkowej powietrza” jest stosowane warunkowo, ponieważ powietrze jest mieszaniną gazów. D powietrze (H 2 S) = M r (H 2 S) / M r (powietrze); D powietrze (H 2 S) = 34 / 29 = 1,17. M r (H 2 S) = 2 × ZA r (H) + ZA r (S) = 2 × 1 + 32 = 2 + 32 = 34. |
| Odpowiedź | Siarkowodór H 2 S jest 1,17 razy cięższy od powietrza. |
PRZYKŁAD 2
| Ćwiczenia | Znajdź gęstość wodoru mieszaniny gazów, w której udział objętościowy tlenu wynosi 20%, wodoru 40%, a reszta to siarkowodór H 2 S. |
| Rozwiązanie | Ułamki objętościowe gazów będą pokrywać się z ułamkami molowymi, tj. w przypadku ułamków ilości substancji jest to konsekwencja prawa Avogadro. Znajdźmy warunkową masę cząsteczkową mieszaniny: M r warunkowy (mieszanina) = φ (O 2) × M r (O 2) + φ (H 2) × M r (H 2) + φ (H 2 S) × M r (H 2 S); |
OSZAYTSEV
KSIĄŻKA CHEMIA
DLA NAUCZYCIELI SZKÓŁ ŚREDNICH,
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 pozwala, aby większość promieni ultrafioletowych słońca, które mają szkodliwy wpływ na ludzi, zwierzęta i rośliny, dotarła do powierzchni Ziemi. W ostatnich latach 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. Zakłada się, że freony zawierające chlor z lodówek i puszek po perfumach pod wpływem promieniowania ultrafioletowego ze Słońca uwalniają atomy chloru, które reagują z ozonem i tym samym 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%.
Zatem ozon w górnych i dolnych warstwach atmosfery ma odwrotny wpływ na ludzi i świat zwierząt.
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 ozonator. 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.
Chemiczne metody wytwarzania ozonu są nieskuteczne lub zbyt niebezpieczne. 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).
Wydajność ozonu wynosi kilka procent.
Ozon można wykryć jakościowo za pomocą roztworu skrobi i jodku potasu. W roztworze tym można namoczyć pasek bibuły filtracyjnej lub roztwór dodać do ozonowanej wody i przez roztwór w probówce przepuścić powietrze z ozonem. Tlen nie reaguje z jonem jodkowym.
Równanie reakcji:
2I – + O 3 + H 2 O = Ja 2 + O 2 + 2OH – .
Zapisz równania reakcji wzmocnienia i utraty elektronów.
Do 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 redukcyjne siarkowodoru i jonu siarczkowego.
Siarkowodór to bezbarwny gaz o zapachu zgniłych jaj (niektóre białka zawierają siarkę).
Aby przeprowadzić eksperymenty z siarkowodorem, można użyć gazowego siarkowodoru, przepuszczając go przez roztwór z badaną substancją lub dodać do badanych roztworów wcześniej przygotowaną wodę siarkowodorową (jest to wygodniejsze). Za pomocą roztworu siarczku sodu można przeprowadzić wiele reakcji (reakcje z jonem siarczkowym S 2–).
Pracuj z siarkowodorem tylko w przeciągu! Mieszaniny siarkowodoru z powietrzem palą się wybuchowo.
Siarkowodór zwykle wytwarza się w aparacie Kippa w wyniku reakcji 25% kwasu siarkowego (rozcieńczonego 1:4) lub 20% kwasu solnego (rozcieńczonego 1:1) z siarczkiem żelaza w postaci kawałków o wielkości 1–2 cm. Równanie reakcji:
FeS (cr.) + 2H + = Fe 2+ + H 2 S (g.).
Niewielkie ilości siarkowodoru można otrzymać umieszczając krystaliczny siarczek sodu w zakorkowanej kolbie, przez którą przepuszcza się wkraplacz z kranem i rurką wylotową. Powoli wlewaj z lejka 5–10% kwas solny (dlaczego nie siarka?) kolbę stale wytrząsa się, aby uniknąć miejscowego gromadzenia się nieprzereagowanego kwasu. Jeżeli nie zostanie to zrobione, nieoczekiwane wymieszanie składników może doprowadzić do gwałtownej reakcji, wyrzucenia korka i zniszczenia kolby.
Jednolity przepływ siarkowodoru uzyskuje się poprzez ogrzewanie związków organicznych bogatych w wodór, takich jak parafina, z siarką (1 część parafiny na 1 część siarki, 300°C).
Aby otrzymać wodę siarkowodorową, siarkowodór przepuszcza się przez wodę destylowaną (lub przegotowaną). Około trzech objętości gazowego siarkowodoru rozpuszcza się w jednej objętości wody. Stojąc w powietrzu, woda siarkowodorowa stopniowo staje się mętna. (Dlaczego?).
Siarkowodór jest silnym czynnikiem redukującym: redukuje halogeny do halogenowodorów, 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. W wyższych stężeniach wpływa na układ nerwowy. Wdychanie siarkowodoru może spowodować zatrzymanie akcji serca i układu oddechowego. Czasami w jaskiniach i studniach kanalizacyjnych gromadzi się siarkowodór, a osoba tam uwięziona natychmiast traci przytomność i umiera.
Jednocześnie kąpiele siarkowodorowe mają działanie lecznicze na organizm ludzki.
3a. Reakcja siarkowodoru z nadtlenkiem wodoru.
Zbadaj wpływ roztworu nadtlenku wodoru na wodę siarkowodorową lub roztwór siarczku sodu.
Na podstawie wyników doświadczeń ułóż równania reakcji. Oblicz pole elektromagnetyczne reakcji i wyciągnij wniosek na temat możliwości jego przejścia.
3b. Reakcja siarkowodoru z kwasem siarkowym.
Do probówki z 2–3 ml wody siarkowodorowej (lub roztworu siarczku sodu) wlać kroplami stężony kwas siarkowy. (ostrożnie!) aż do pojawienia się zmętnienia. Co to za substancja? Jakie inne produkty mogą powstać w tej reakcji?
Napisz równania reakcji. Oblicz pole elektromagnetyczne reakcji, korzystając z potencjałów 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, pomniki architektury i rzeźby wykute 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. Dwutlenek siarki powinien być wytwarzany i przetwarzany w przeciągu.
Dwutlenek siarki można otrzymać umieszczając 5–10 g siarczynu sodu w kolbie zamkniętej korkiem z rurką wylotową i wkraplaczem. Z wkraplacza dodać 10 ml stężonego kwasu siarkowego (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. Zapisz równania przyjmowania i uwalniania 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.
Wybierz potencjały elektrod, aby określić, czy w roztworze może zajść reakcja:
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?
Korepetytor chemii
Kontynuacja. Widzieć w nr 22/2005; 1, 2, 3, 5, 6, 8, 9, 11, 13, 15, 16, 18, 22/2006;
3, 4, 7, 10, 11, 21/2007;
2, 7, 11, 18, 19, 21/2008;
1, 3, 10/2009
LEKCJA 30
klasa 10 (pierwszy rok studiów)
Siarka i jej związki
1. Pozycja w tabeli D.I. Mendelejewa, budowa atomu.
2. Pochodzenie nazwy.
3. Właściwości fizyczne.
4. Właściwości chemiczne.
5. Bycie w naturze.
6. Podstawowe metody otrzymywania.
7. Najważniejsze związki siarki (siarkowodór, kwas siarkowodorowy i jego sole; dwutlenek siarki, kwas siarkawy i jego sole; trójtlenek siarki, kwas siarkowy i jego sole).
W układzie okresowym siarka znajduje się w głównej podgrupie grupy VI (podgrupa chalkogenu). Elektroniczna formuła siarki 1 S 2 2S 2 P 6 3S 2 P 4, to R-element. W zależności od stanu siarka może wykazywać wartościowość II, IV lub VI:
P.: 1 S 2 2S 2 2P 6 3S 2 3P 4 3D 0 (wartościowość II),
S*: 1 S 2 2S 2 2P 6 3S 2 3P 3 3D 1 (walencja IV),
S**: 1 S 2 2S 2 2P 6 3S 1 3P 3 3D 2 (wartościowość VI).
Charakterystyczne stopnie utlenienia siarki to –2, +2, +4, +6 (w dwusiarczkach zawierających mostkowane wiązanie –S – S– (na przykład FeS 2) stopień utlenienia siarki wynosi –1); w związkach wchodzi w skład anionów, w przypadku pierwiastków bardziej elektroujemnych – w skład kationów, np.:
Siarka – pierwiastek o dużej elektroujemności, ma właściwości niemetaliczne (kwasowe). Ma cztery stabilne izotopy o liczbach masowych 32, 33, 34 i 36. Naturalna siarka składa się w 95% z izotopu 32 S.
Rosyjska nazwa siarki pochodzi od sanskryckiego słowa cira– jasnożółty, kolor naturalnej siarki. Nazwa łacińska siarka tłumaczone jako „łatwopalny proszek”. 1
KONSTRUKCJE FIZYCZNE
Siarka tworzy trzy modyfikacje alotropowe: rombowy(-siarka), Jednoskośny(-siarka) i Plastikowy lub gumowaty. Siarka rombowa jest najbardziej stabilna w normalnych warunkach, a siarka jednoskośna jest stabilna powyżej 95,5 ° C. Obie te modyfikacje alotropowe mają molekularną sieć krystaliczną zbudowaną z cząsteczek o składzie S 8 znajdujących się w przestrzeni w postaci korony; atomy są połączone pojedynczymi wiązaniami kowalencyjnymi. Różnica między siarką rombową i jednoskośną polega na tym, że w sieci krystalicznej cząsteczki są inaczej upakowane.
Jeśli siarkę rombową lub jednoskośną ogrzeje się do temperatury wrzenia (444,6°C) i powstałą ciecz wleje się do zimnej wody, powstanie siarka plastyczna o właściwościach przypominających gumę. Siarka plastyczna składa się z długich zygzakowatych łańcuchów. Ta modyfikacja alotropowa jest niestabilna i samoistnie przekształca się w jedną z form krystalicznych.
Siarka rombowa jest żółtą krystaliczną substancją stałą; nie rozpuszcza się w wodzie (i nie ulega zwilżeniu), ale jest dobrze rozpuszczalny w wielu rozpuszczalnikach organicznych (dwusiarczek węgla, benzen itp.). Siarka ma bardzo słabą przewodność elektryczną i cieplną. Temperatura topnienia siarki ortorombowej wynosi +112,8 ° C w temperaturze 95,5 ° C siarka ortorombowa staje się jednoskośna:
Właściwości chemiczne
Pod względem właściwości chemicznych siarka jest typowym aktywnym niemetalem. W reakcjach może być zarówno utleniaczem, jak i reduktorem.
Metale (+):
2Na + S = Na2S,
2Al + 3S Al 2 S 3,
Niemetale (+/–)*:
2P + 3S P 2 S 3 ,
S + Cl2 = SCI2,
S + 3F 2 = SF 6,
Reakcja S + N2 nie występuje.
H2O (–). siarka nie jest zwilżana przez wodę.
Tlenki zasadowe (–).
Tlenki kwasowe (–).
Podstawy (+/–):
Reakcja S + Cu(OH) 2 nie zachodzi.
Kwasy (nie utleniacze) (–).
Kwasy utleniające (+):
S + 2H 2 SO 4 (stęż.) = 3SO 2 + 2H 2 O,
S + 2HNO 3 (rozcieńczony) = H 2 SO 4 + 2NO,
S + 6HNO 3 (stęż.) = H 2 SO 4 + 6NO 2 + 2H 2 O.
W przyrodzie siarka występuje zarówno w stanie natywnym, jak i w postaci związków, z których najważniejszymi są piryt, zwany także pirytem żelaza lub siarki (FeS2), blenda cynku (ZnS), połysk ołowiu (PbS), gips (CaSO 4 2H 2 O), sól Glaubera (Na 2 SO 4 10H 2 O), sól gorzka (MgSO 4 7H 2 O). Ponadto siarka jest częścią węgla, ropy, a także różnych organizmów żywych (jako część aminokwasów). W organizmie człowieka siarka koncentruje się we włosach.
W warunkach laboratoryjnych siarkę można otrzymać za pomocą reakcji redoks (ORR), np.:
H 2 SO 3 + 2H 2 S = 3S + 3H 2 O,
2H 2 S + O 2 2 S + 2 H 2 O.
WAŻNE ZWIĄZKI SIARKI
Siarkowodór (H 2 S) to bezbarwny gaz o duszącym, nieprzyjemnym zapachu zgniłych jaj, trujący (łączy się z hemoglobiną we krwi, tworząc siarczek żelaza). Cięższy od powietrza, słabo rozpuszczalny w wodzie (2,5 objętości siarkowodoru w 1 objętości wody). Wiązania w cząsteczce są polarne kowalencyjne, sp 3-hybrydyzacja, cząsteczka ma budowę kątową:
Chemicznie siarkowodór jest dość aktywny. Jest niestabilny termicznie; łatwo pali się w atmosferze tlenu lub w powietrzu; łatwo utlenia się przez halogeny, dwutlenek siarki lub chlorek żelaza(III); po podgrzaniu oddziałuje z niektórymi metalami i ich tlenkami, tworząc siarczki:
2H 2 S + O 2 2 S + 2 H 2 O,
2H 2 S + 3O 2 2SO 2 + 2H 2 O,
H2S + Br2 = 2HBr + S,
2H 2 S + SO 2 3 S + 2 H 2 O,
2FeCl 3 + H 2 S = 2FeCl 2 + S + 2HCl,
H 2 S + Zn ZnS + H 2 ,
H 2 S + CaO CaS + H 2 O.
W warunkach laboratoryjnych siarkowodór otrzymuje się przez działanie na siarczki żelaza lub cynku mocnymi kwasami mineralnymi lub przez nieodwracalną hydrolizę siarczku glinu:
ZnS + 2HCl = ZnCl2 + H2S,
Al 2 SO 3 + 6HOH 2Al(OH) 3 + 3H 2 S.
Roztwór siarkowodoru w wodzie – woda siarkowodórowa, Lub kwas wodorosiarczkowy . Słaby elektrolit praktycznie nie dysocjuje w drugim etapie. Jak kwas dwuzasadowy tworzy dwa rodzaje soli - siarczki i wodorosiarczki:
np. Na2S – siarczek sodu, NaHS – wodorosiarczek sodu.
Kwas siarkowodorowy wykazuje wszystkie ogólne właściwości kwasów. Ponadto siarkowodór, kwas siarkowodorowy i jego sole wykazują silne zdolności redukujące. Na przykład:
H2S + Zn = ZnS + H2,
H2S + CuO = CuS + H2O,
Jakościowa reakcja na jon siarczkowy jest interakcją z rozpuszczalnymi solami ołowiu; W tym przypadku wytrąca się czarny osad siarczku ołowiu:
Pb 2+ + S 2– -> PbS,
Pb(NO 3) 2 + Na 2 S = PbS + 2NaNO 3.
Tlenek siarki(IV). SO 2 – dwutlenek siarki, dwutlenek siarki - bezbarwny gaz o ostrym zapachu, trujący. Tlenek kwasowy. Wiązania w cząsteczce są polarne kowalencyjne, sp 2 -hybrydyzacja. Cięższy od powietrza, dobrze rozpuszczalny w wodzie (w jednej objętości wody - do 80 objętości SO 2), tworzy się po rozpuszczeniu kwas siarkowy , istniejący tylko w rozwiązaniu:
H 2 O + SO 2 H 2 SO 3 .
Pod względem właściwości kwasowo-zasadowych dwutlenek siarki wykazuje właściwości typowego tlenku kwasowego, wykazuje również wszystkie typowe właściwości kwasów:
SO 2 + CaO CaSO 3,
H 2 SO 3 + Zn = ZnSO 3 + H 2,
H 2 SO 3 + CaO = CaSO 3 + H 2 O.
Pod względem właściwości redoks dwutlenek siarki, kwas siarkawy i siarczyny mogą wykazywać dualizm redoks (z przewagą właściwości redukujących). W przypadku silniejszych środków redukujących związki siarki (IV) zachowują się jak utleniacze:
Przy silniejszych utleniaczach wykazują właściwości redukujące:
W przemysł otrzymuje się dwutlenek siarki:
Podczas spalania siarki:
Prażenie pirytu i innych siarczków:
4FeS 2 + 11O 2 2Fe 2 O 3 + 8SO 2,
2ZnS + 3O 2 2ZnO + 2SO 2 .
DO metody laboratoryjne wpływy obejmują:
Wpływ mocnych kwasów na siarczyny:
Na2SO3 + 2HCl = 2NaCl + SO2 + H2O;
Oddziaływanie stężonego kwasu siarkowego z metalami ciężkimi:
Cu + 2H 2 SO 4 (stęż.) = CuSO 4 + SO 2 + 2H 2 O.
Jakościowe reakcje na jon siarczynowy– odbarwienie „wody jodowanej” lub działanie silnych kwasów mineralnych:
Na 2 SO 3 + I 2 + 2 NaOH = 2 NaI + Na 2 SO 4 + H 2 O,
Ca 2 SO 3 + 2HCl = CaCl 2 + H 2 O + SO 2.
Tlenek siarki(VI). SO 3 – trójtlenek siarki lub bezwodnik siarki , jest bezbarwną cieczą, która w temperaturze poniżej 17°C zamienia się w białą krystaliczną masę. Trujący. Występuje w postaci polimerów (cząsteczki monomeru występują tylko w fazie gazowej), wiązania w cząsteczce są polarne kowalencyjne, sp 2 -hybrydyzacja. Higroskopijny, niestabilny termicznie. Reaguje z wodą dając silny efekt egzo. Reaguje z bezwodnym kwasem siarkowym, tworząc oleum. Powstaje w wyniku utleniania dwutlenku siarki:
SO 3 + H 2 O = H 2 SO 4 + Q,
N N SO3.
Ze względu na swoje właściwości kwasowo-zasadowe jest to typowy tlenek kwasowy:
SO 3 + H 2 O = H 2 SO 4,
SO3 + CaO = CaSO4,
Pod względem właściwości redoks działa jako silny utleniacz, zwykle redukowany do SO 2 lub siarczynów:
W czystej postaci nie ma wartości praktycznej; jest produktem pośrednim w produkcji kwasu siarkowego.
Kwas Siarkowy – ciężka oleista ciecz bez koloru i zapachu. Dobrze rozpuszczalny w wodzie (ze świetnym efektem egzotycznym). Higroskopijny, trujący, powoduje poważne oparzenia skóry. Jest mocnym elektrolitem. Kwas siarkowy tworzy dwa rodzaje soli: siarczany I wodorosiarczany, które wykazują wszystkie ogólne właściwości soli. Siarczany metali aktywnych są stabilne termicznie, a siarczany innych metali rozkładają się nawet przy niewielkim ogrzewaniu:
Na 2 SO 4 nie rozkłada się,
ZnSO4 ZnO + SO3,
4FeSO 4 2Fe 2 O 3 + 4SO 2 + O 2,
Ag 2 SO 4 2Ag + SO 2 + O 2,
HgSO 4 Hg + SO 2 + O 2.
Roztwór o udziale masowym kwasu siarkowego poniżej 70% zwykle uważa się za rozcieńczony; powyżej 70% – skoncentrowany; roztwór SO 3 w bezwodnym kwasie siarkowym nazywa się oleum (stężenie trójtlenku siarki w oleum może osiągnąć 65%).
Rozcieńczony kwas siarkowy wykazuje wszystkie właściwości charakterystyczne dla mocnych kwasów:
H 2 SO 4 2H + + SO 4 2– ,
H 2 SO 4 + Zn = ZnSO 4 + H 2,
H 2 SO 4 (rozcieńczony) + Cu nie zachodzi reakcja,
H 2 SO 4 + CaO = CaSO 4 + H 2 O,
CaCO 3 + H 2 SO 4 = CaSO 4 + H 2 O + CO 2.
Stężony kwas siarkowy jest silnym utleniaczem, zwłaszcza po podgrzaniu. Utlenia wiele metali, niemetali i niektórych substancji organicznych. Metale z grupy żelaza, złota i platyny nie utleniają się pod wpływem stężonego kwasu siarkowego (jednak żelazo dobrze rozpuszcza się po podgrzaniu w umiarkowanie stężonym kwasie siarkowym o ułamku masowym 70%). Kiedy stężony kwas siarkowy reaguje z innymi metalami, tworzą się siarczany i produkty redukcji kwasu siarkowego.
2H 2 SO 4 (stęż.) + Cu = CuSO 4 + SO 2 + 2H 2 O,
5H 2 SO 4 (stężony) + 8Na = 4Na 2 SO 4 + H 2 S + 4H 2 O,
H 2 SO 4 (stężony) pasywuje Fe, Al.
Podczas interakcji z niemetalami stężony kwas siarkowy redukuje się do SO2:
5H 2 SO 4 (stęż.) + 2P = 2H 3 PO 4 + 5SO 2 + 2H 2 O,
2H 2 SO 4 (stęż.) + C = 2H 2 O + CO 2 + 2SO 2.
Kontakt sposób odbioru Kwas Siarkowy składa się z trzech etapów:
1) wypalanie pirytu:
4FeS 2 + 11O 2 2Fe 2 O 3 + 8SO 2;
2) utlenianie SO 2 do SO 3 w obecności katalizatora – tlenku wanadu:
3) rozpuszczenie SO 3 w kwasie siarkowym w celu otrzymania oleum:
SO 3 + H 2 O = H 2 SO 4 + Q,
N SO 3 + H 2 SO 4 (stęż.) = H 2 SO 4 N SO3.
Jakościowa reakcja na jon siarczanowy– oddziaływanie z kationem baru, w wyniku którego wytrąca się biały osad BaSO 4 .
Ba 2+ + SO 4 2– -> BaSO 4,
BaCl2 + Na2SO4 = BaSO4 + 2NaCl.
Test na temat „Siarka i jej związki”
1. Siarka i tlen to:
a) dobre przewodniki prądu elektrycznego;
b) należą do podgrupy chalkogenów;
c) dobrze rozpuszczalny w wodzie;
d) mają modyfikacje alotropowe.
2. W wyniku reakcji kwasu siarkowego z miedzią można otrzymać:
a) wodór; b) siarka;
c) dwutlenek siarki; d) siarkowodór.
3. Siarkowodór to:
a) trujący gaz;
b) silny środek utleniający;
c) typowy środek redukujący;
d) jeden z alotropów siarki.
4. Udział masowy (w %) tlenu w bezwodniku siarkowym jest równy:
a) 50; b) 60; c) 40; d) 94.
5. Tlenek siarki (IV) jest bezwodnikiem:
a) kwas siarkowy;
b) kwas siarkowy;
c) kwas siarkowodorowy;
d) kwas tiosiarkowy.
6. O jaki procent zmniejszy się masa wodorosiarczynu potasu po kalcynacji?
c) wodorosiarczyn potasu jest stabilny termicznie;
7. Można przesunąć równowagę w stronę bezpośredniej reakcji utleniania dwutlenku siarki do bezwodnika siarkowego:
a) zastosowanie katalizatora;
b) rosnące ciśnienie;
c) zmniejszenie ciśnienia;
d) zmniejszenie stężenia tlenku siarki (VI).
8. Przygotowując roztwór kwasu siarkowego, należy:
a) wlać kwas do wody;
b) wlać wodę do kwasu;
c) kolejność infuzji nie ma znaczenia;
d) kwas siarkowy nie rozpuszcza się w wodzie.
9. Jaką masę (w g) dekahydratu siarczanu sodu należy dodać do 100 ml 8% roztworu siarczanu sodu (gęstość 1,07 g/ml), aby podwoić udział masowy soli w roztworze?
a) 100; b) 1,07; c) 30,5; d) 22.4.
10. Aby określić jon siarczynowy w analizie jakościowej, możesz użyć:
a) kationy ołowiu;
b) „woda jodowana”;
c) roztwór nadmanganianu potasu;
d) mocne kwasy mineralne.
Klucz do testu
| b, d | V | a, c | B | B | G | b, d | A | V | b, d |
Zadania i ćwiczenia dotyczące siarki i jej związków
Łańcuch transformacji
1. Siarka -> siarczek żelaza(II) -> siarkowodór -> dwutlenek siarki -> trójtlenek siarki> kwas siarkowy> tlenek siarki(IV).
3. Kwas siarkowy -> dwutlenek siarki -> siarka -> dwutlenek siarki -> trójtlenek siarki -> kwas siarkowy.
4. Dwutlenek siarki -> siarczyn sodu -> wodorosiarczyn sodu -> siarczyn sodu -> siarczan sodu.
5. Piryt -> dwutlenek siarki -> dwutlenek siarki -> kwas siarkowy -> tlenek siarki (IV) -> siarczyn potasu -> dwutlenek siarki.
6. Piryt > dwutlenek siarki -> siarczyn sodu -> siarczan sodu -> siarczan baru -> siarczek baru.
7. Siarczek sodu -> A -> B -> C -> D -> siarczan baru (wszystkie substancje zawierają siarkę; pierwsza, druga i czwarta reakcja to ORR).
| Poziom A |
1. Przez roztwór zawierający 5 g wodorotlenku sodu przepuszczono 6,5 litra siarkowodoru. Określ skład powstałego roztworu.
Odpowiedź. 7 g NaHS, 5,61 g H2S.
2. Jaką masę soli Glaubera należy dodać do 100 ml 8% roztworu siarczanu sodu (gęstość roztworu wynosi 1,07 g/ml), aby podwoić udział masowy substancji w roztworze?
Odpowiedź. 30,5 g Na2SO4 10H2O.
3. Do 40 g 12% roztworu kwasu siarkowego dodano 4 g bezwodnika siarkowego. Oblicz udział masowy substancji w powstałym roztworze.
Odpowiedź. 22% H2SO4.
4. Mieszaninę siarczku żelaza(II) i pirytu o masie 20,8 g poddano długotrwałemu wypalaniu, w wyniku czego powstało 6,72 litra produktu gazowego (os.). Określ masę stałej pozostałości powstałej podczas wypalania.
Odpowiedź. 16 g Fe2O3.
5. Istnieje mieszanina tlenku miedzi, węgla i żelaza(III) o stosunku molowym składników 4:2:1 (w podanej kolejności). Jaka objętość 96% kwasu siarkowego (gęstość 1,84 g/ml) jest potrzebna do całkowitego rozpuszczenia 2,2 g takiej mieszaniny po ogrzaniu?
Odpowiedź. 4,16 ml roztworu H 2 SO 4.
6. Aby utlenić 3,12 g podsiarczynu metalu alkalicznego, należało dodać 50 ml roztworu, w którym stężenie molowe dwuchromianu sodu i kwasu siarkowego wynosi odpowiednio 0,2 mol/l i 0,5 mol/l. Określ skład i masę pozostałości, która powstanie po odparowaniu roztworu po reakcji.
Odpowiedź. 7,47 g mieszaniny siarczanów chromu (3,92 g) i sodu (3,55 g).
| Poziom B |
(problemy z oleum)
1. Jaką masę trójtlenku siarki należy rozpuścić w 100 g 91% roztworu kwasu siarkowego, aby otrzymać 30% oleum?
Rozwiązanie
Według problemu:
M(H 2 SO 4) = 100 0,91 = 91 g,
M(H2O) = 100 0,09 = 9 g,
(H2O) = 9/18 = 0,5 mola.
Część dodanego SO3 ( M 1) zareaguje z H 2 O:
H 2 O + SO 3 = H 2 SO 4.
Zgodnie z równaniem reakcji:
(SO3) = (H2O) = 0,5 mola.
M 1 (SO 3) = 0,5 · 80 = 40 g.
Część druga SO 3 ( M 2) zostaną wykorzystane do wytworzenia stężenia oleum. Wyraźmy ułamek masowy oleum:
M 2 (SO 3) = 60 g.
Całkowita masa trójtlenku siarki:
M(SO3) = M 1 (SO 3) + M 2 (SO 3) = 40 + 60 = 100 g.
Odpowiedź. 100 g SO3.
2. Jaką masę pirytu należy pobrać, aby otrzymać taką ilość tlenku siarki(VI), aby po rozpuszczeniu go w 54,95 ml 91% roztworu kwasu siarkowego (o gęstości 1,82 g/cm3) otrzymać 12,5% oleum? Wydajność bezwodnika siarkowego uważa się za 75%.
Odpowiedź. 60 g FeS2.
3. Do zneutralizowania 34,5 g oleum zużywa się 74,5 ml 40% roztworu wodorotlenku potasu (gęstość 1,41 g/ml). Ile moli bezwodnika siarkowego przypada na 1 mol kwasu siarkowego w tym oleum?
Odpowiedź. 0,5 mola SO3.
4. Dodając tlenek siarki(VI) do 300 g 82% roztworu kwasu siarkowego otrzymuje się oleum o udziale masowym trójtlenku siarki wynoszącym 10%. Znajdź masę użytego bezwodnika siarkowego.
Odpowiedź. 300 g SO3.
5. Dodając 400 g trójtlenku siarki do 720 g wodnego roztworu kwasu siarkowego otrzymano oleum o udziale masowym 7,14%. Znajdź udział masowy kwasu siarkowego w roztworze pierwotnym.
Odpowiedź. 90% H2SO4.
6. Znajdź masę 64% roztworu kwasu siarkowego, jeśli po dodaniu 100 g trójtlenku siarki do tego roztworu otrzyma się oleum zawierające 20% trójtlenku siarki.
Odpowiedź. 44,4 g roztworu H 2 SO 4.
7. Jakie masy trójtlenku siarki i 91% roztworu kwasu siarkowego należy zmieszać, aby otrzymać 1 kg 20% oleum?
Odpowiedź. 428,6 g SO 3 i 571,4 g roztworu H 2 SO 4.
8. Do 400 g oleum zawierającego 20% trójtlenku siarki dodano 100 g 91% roztworu kwasu siarkowego. Znajdź udział masowy kwasu siarkowego w powstałym roztworze.
Odpowiedź. 92% H 2 SO 4 w oleum.
9. Znajdź udział masowy kwasu siarkowego w roztworze otrzymanym przez zmieszanie 200 g 20% oleum i 200 g 10% roztworu kwasu siarkowego.
Odpowiedź. 57,25% H2SO4.
10. Jaką masę 50% roztworu kwasu siarkowego należy dodać do 400 g 10% oleum, aby otrzymać 80% roztwór kwasu siarkowego?
Odpowiedź. 296,67 g 50% roztworu H 2 SO 4.
Odpowiedź. 114,83 g oleum.
ZADANIA JAKOŚCIOWE
1. Bezbarwny gaz A o silnym charakterystycznym zapachu utlenia się tlenem w obecności katalizatora do związku B, który jest lotną cieczą. Substancja B łącząc się z wapnem palonym tworzy sól C. Wskaż substancje, napisz równania reakcji.
Odpowiedź. Substancje: A – SO 2, B – SO 3, C – CaSO 4.
2. Podczas ogrzewania roztworu soli A tworzy się osad B. Ten sam osad powstaje, gdy zasada działa na roztwór soli A. Kiedy kwas działa na sól A, uwalnia się gaz C, który odbarwia roztwór nadmanganianu potasu. . Identyfikować substancje, pisać równania reakcji.
Odpowiedź. Substancje: A – Ca(HSO 3) 2, B – CaSO 3, C – SO 2.
3. Kiedy gaz A utlenia się stężonym kwasem siarkowym, powstaje prosta substancja B, złożona substancja C i woda. Roztwory substancji A i C reagują ze sobą tworząc osad substancji B. Wskaż substancje, napisz równania reakcji.
Odpowiedź. Substancje: A – H 2 S, B – S, C – SO 2.
4. W reakcji połączenia dwóch tlenków A i B, ciekłych w zwykłych temperaturach, powstaje substancja C, której stężony roztwór zawiera sacharozę. Identyfikować substancje, pisać równania reakcji.
Odpowiedź. Substancje: A – SO 3, B – H 2 O, C – H 2 SO 4.
5. Do Państwa dyspozycji są siarczek żelaza(II), siarczek glinu oraz wodne roztwory wodorotlenku baru i chlorowodoru. Uzyskaj siedem różnych soli z tych substancji (bez użycia ORR).
Odpowiedź. Sole: AlCl 3, BaS, FeCl 2, BaCl 2, Ba(OH)Cl, Al(OH)Cl 2, Al(OH) 2 Cl.
6. Kiedy stężony kwas siarkowy działa na bromki, uwalnia się dwutlenek siarki, a na jodkach uwalnia się siarkowodór. Napisz równania reakcji. Wyjaśnij różnicę w naturze produktów w tych przypadkach.
Odpowiedź. Równania reakcji:
2H 2 SO 4 (stężony) + 2 NaBr = SO 2 + Br 2 + Na 2 SO 4 + 2H 2 O,
5H 2 SO 4 (stęż.) + 8 NaI = H 2 S + 4 I 2 + 4 Na 2 SO 4 + 4 H 2 O.
1 Zobacz: Lidin RA„Podręcznik chemii ogólnej i nieorganicznej”. M.: Edukacja, 1997.
* Znak +/– oznacza, że reakcja ta nie zachodzi w przypadku wszystkich odczynników lub w określonych warunkach.
Ciąg dalszy nastąpi