Урок №19. Сернистый газ. Сернистая кислота и её соли

SO(сернистый ангидрид; сернистый газ)


Физические свойства 

Бесцветный газ с резким запахом; хорошо растворим в воде (в 1V H2O растворяется 40V SO2 при н.у.); более чем в два раза тяжелее воздуха, ядовит; t°пл. = -75,5°C; t°кип. = -10°С.

Обесцвечивает многие красители, убивает микроорганизмы.

Получение

1)     При сжигании серы в кислороде:

S + O2 SO2 

2)     Окислением сульфидов:

4FeS2 + 11O2 2Fe2O3 + 8SO2­

3)     Обработкой солей сернистой кислоты минеральными кислотами:

Na2SO3 + 2HCl 2NaCl + SO2­ + H2O

4)     При окислении металлов концентрированной серной кислотой:

Cu + 2H2SO4(конц) CuSO4 + SO2­ + 2H2O

 

Химические свойства 

1)     Сернистый ангидрид - кислотный оксид.

·        взаимодействие с водой 

При растворении в воде образуется слабая и неустойчивая сернистая кислота H2SO3 (существует только в водном растворе)

SO2 + H2   H2SO3

Сернистая кислота диссоциирует ступенчато:

H2SO3H+ + HSO3- (первая ступень, образуется гидросульфит – анион)

HSO3-H+ + SO32- (вторая ступень, образуется анион сульфит)

H2SO3 образует два ряда солей - средние (сульфиты) и кислые (гидросульфиты).

Качественной реакцией на соли сернистой кислоты является взаимодействие соли с сильной кислотой, при этом выделяется газ SO2 с резким запахом:

     Na2SO3 + 2HCl → 2NaCl +  SO2 ↑+ H2

      2H+  +  SO32- → SO2 ↑+ H2

Свойства сернистой кислоты

     Раствор сернистой кислоты H2SO3 обладает восстановительными   свойствами. Сернистая кислота взаимодействует с раствором йода, обесцвечивая его. При этом образуются йодоводородная и серная кислоты.

H2SO3 + I2  + H2O = H2SO4 + 2НI

      Как и все кислоты, сернистая кислота меняет цвет растворов индикаторов.  Метиловый оранжевый в растворе кислоты становится красным. В старину дамские соломенные шляпки отбеливали сернистой кислотой. Раствор сернистой кислоты отбеливает ткани из растительного материала, шерсти, шелка.

·        взаимодействие со щелочами 

Ba(OH)2 + SO2 BaSO3(сульфит бария) + H2O

Ba(OH)2 + 2SO2 (избыток) Ba(HSO3)2(гидросульфит бария)

·        взаимодействие с основными оксидами                 

SO2 + CaO = CaSO3 

2)     Реакции окисления, SO2 - восстановитель  (S+4 – 2ē S+6)

2 SO2 + O2 → 2 SO3 (катализатор – V2O5)

      SO2 + Br2 + 2H2O H2SO4 + 2HBr

      5SO2 + 2KMnO4 + 2H2O K2SO4 + 2MnSO4 + 2H2SO4

Водные растворы сульфитов щелочных металлов окисляются на воздухе: 

2Na2SO3 + O2 2Na2SO4;

2SO32- + O2 2SO42- 

3)     Реакции восстановления,  SO2 - окислитель  (S+4 + 4ē S0) 

SO2 + С    S + СO2 (при нагревании)

SO2 + 2H2S 3S + 2H2O

 ЗАДАНИЯ ДЛЯ ЗАКРЕПЛЕНИЯ

Задание №1.

Закончите уравнения химических реакций, составьте электронный баланс, укажите процессы окисления и восстановления, окислитель и восстановитель:

А) SO2 + Br2 + H2O→

Б) PbS + O2

Задание №2

Осуществите превращения по схемам:

1) S → H2S → SO2 → Na2SO3 → BaSO3 → SO2

2) SO2 + Br2,H2А→Na2SO4→BaSO4

3) FeS2 → SO2­→Na2SO3 +HCl→A+ O2→B→H2SO4

4) SO2  +KMnO4,H2→A+ BaCl2→B

5) SO2→S→K2S→H2S→PbS→SO2

6) H2SO3 +I2→A+Cu→B+NaOH→C

7) K2SO3→SO2→MgSO3→SO2→KHSO3→SO2

Уравнения реакций ионного обмена напишите в полном и кратком ионном виде.


ЭТО ИНТЕРЕСНО:

Лондонский смог

Клатратный лёд