9 классТема 5. Неметаллы: кислород и сера5. Оксид серы (VI). Серная кислота и ее соли
Регистрация

Версия для слабовидящих
Дети, которых не любят, становятся взрослыми, которые не могут любить
Перл Бак
Сертификат владельца сайта
Сертификат владельца сайта http://www.kuksova-irina.ru/
Школа "Карьера"
Высшая школа делового администрирования
Общероссийский рейтинг сайтов школьной тематики-2018
Проголосуй за наш сайт
Оцените мой сайт





Результаты
счетчик посещений
Банк Интернет-портфолио учителей
Мир олимпиад
ФГОС урок
Сейчас на сайте: 42
Периодическая таблица
Таблица растворимости
Праздники сегодня

Установите себе наш баннер

Показать код баннера

Оксид серы (VI). Серная кислота и её соли


I. Оксид серы (VI) (серный ангидридтриокись серысерный газ)


SO3 — высший оксид серы, тип химической связи: ковалентная полярная химическая связь.

1. Физические свойства

Бесцветная летучая маслянистая жидкость, t°пл. = 17°C; t°кип. = 66°С; на воздухе "дымит", сильно поглощает влагу (хранят в запаянных сосудах).

SO3 + H2O → H2SO4

SO3 хорошо растворяется в 100%-ной серной кислоте, этот раствор называется олеумом. 

2. Получение

1) 2SO2 + O2  →  2SO3 (катализатор – V2O5, при 450˚С)

 2) Fe2(SO4)3  →  Fe2O3 + 3SO3­ (разложение при нагревании) 

3. Химические свойства 

Серный ангидрид - кислотный оксид. Его химическая активность достаточно велика.

1) Взаимодействие с водой

При растворении в воде дает сильную двухосновную серную кислоту:

Анимация: “Взаимодействие оксида серы (VI) с водой”

SO3 + H2O → H2SO4

2) Взаимодействие со щелочами 

2NaOH + SO3 → Na2SO4 + H2O

NaOH + SO3 (избыток) → NaHSO4

3) Взаимодействие с основными оксидами

Na2O + SO3 → Na2SO4

4) SO3 - сильный окислитель

5SO3 + 2P = P2O5 + 5SO2

3SO3 + H2S = 4SO2 + H2O

2SO3 + 2KI = SO2 + J2 + K2SO4

II. Серная кислота и ее соли


Серная кислота H2SO4 — сильная двухосновная кислота, отвечающая высшей степени окисления серы (+6). 

В XVIII—XIX веках серу для пороха производили из серного колчедана (пирит) на купоросных заводах. Серную кислоту в то время называли «купоросным маслом» (как правило это был кристаллогидрат, по консистенции напоминающий масло), очевидно отсюда происхождение названия её солей (а точнее именно кристаллогидратов) — купоросы.

1. Физические свойства

Тяжелая маслянистая жидкость ("купоросное масло"); r = 1,84 г/см3; нелетучая, хорошо растворима в воде – с сильным нагревом; t°пл. = 10,3°C, t°кип. = 296°С, очень гигроскопична, обладает водоотнимающими свойствами (обугливание бумаги, дерева, сахара). 

Помните!
Кислоту вливать малыми порциями в воду, а не наоборот! 

Видео: "Разбавление серной кислоты водой"

2. Производство серной кислоты

Макет производсва серной кислоты

1-я стадия. Печь для обжига колчедана 

4FeS2 + 11O2 → 2Fe2O3 + 8SO2 + Q

Процесс гетерогенный:

  • измельчение железного колчедана (пирита)
  • метод "кипящего слоя"
  • 800°С; отвод лишнего тепла
  • увеличение концентрации кислорода в воздухе 

2-я стадия. Контактный аппарат

После очистки, осушки и теплообмена сернистый газ поступает в контактный аппарат, где окисляется в серный ангидрид (450°С – 500°С; катализатор V2O5):

2SO2 + O2 → 2SO3

3-я стадияПоглотительная башня

nSO3 + H2SO4(конц) → (H2SO4 • nSO3)  (олеум) 

Воду использовать нельзя из-за образования тумана. Применяют керамические насадки и принцип противотока. 

3. Химические свойства разбавленной серной кислоты

H2SO4 - сильная двухосновная кислота, водный раствор изменяет окраску индикаторов (лакмус и универсальный индикатор краснеют). 

H2SO4 образует два ряда солей - средние (сульфаты) и кислые (гидросульфаты)

1) Диссоциация протекает ступенчато:

H2SO4→ H+ HSO4- (первая ступень, образуется гидросульфат – ион)

HSO4- → H+ SO42-  (вторая ступень, образуется сульфат – ион)

H2SO4 образует два ряда солей - средние (сульфаты) и кислые (гидросульфаты)

2) Взаимодействие с металлами: 

Разбавленная серная кислота растворяет только металлы, стоящие в ряду напряжений левее водорода:

Zn0 + H2+1SO4(разб) → Zn+2SO4 + H20↑ 

Zn0 + 2H+ → Zn2+ + H20↑ 

3) Взаимодействие с основными и амфотерными  оксидами:

CuO + H2SO4 → CuSO4 + H2O

CuO + 2H→ Cu2+ + H2O

4) Взаимодействие с основаниями:

H2SO4 + 2NaOH → Na2SO4 + 2H2O (реакция нейтрализации)

H+ OH→ H2O

Если кислота в избытке, то образуется кислая соль:

H2SO4 + NaOH → NaНSO4 + H2O

H2SO4 + Cu(OH)2 → CuSO4 + 2H2O

2H+ Cu(OH)2 → Cu2+ + 2H2

5) Обменные реакции с солями:

образование осадка

BaCl2 + H2SO4 → BaSO4↓ + 2HCl

Ba2+ + SO42- → BaSO4↓ 

Качественная реакция на сульфат-ион:

Образование белого осадка BaSO4 (нерастворимого в кислотах) используется для идентификации серной кислоты и растворимых сульфатов.

Видео: "Качественная реакция на сульфит- и сульфат-ионы"

образование газа -  как сильная нелетучая кислота серная вытесняет из солей другие менее сильные кислоты, например, угольную

MgCO3 + H2SO4 → MgSO4 + H2O + CO2

MgCO3 + 2H→ Mg2+ + H2O + CO2­

4. Применение серной кислоты

  • в производстве минеральных удобрений;
  • как электролит в свинцовых аккумуляторах;
  • для получения различных минеральных кислот и солей;
  • в производстве химических волокон, красителей, дымообразующих веществ и взрывчатых веществ;
  • в нефтяной, металлообрабатывающей, текстильной, кожевенной и др. отраслях промышленности;
  • в пищевой промышленности — зарегистрирована в качестве пищевой добавкиE513(эмульгатор);
  • в промышленном органическом синтезе в реакциях:
    • дегидратации (получение диэтилового эфира, сложных эфиров);
    • гидратации (получение этанола);
    • сульфирования (получение СМС и промежуточные продукты в производстве красителей);
    • и др.

Самый крупный потребитель серной кислоты — производство минеральных удобрений. На 1 т P₂O₅ фосфорных удобрений расходуется 2,2-3,4 т серной кислоты, а на 1 т (NH₄)₂SO₄ — 0,75 т серной кислоты. Поэтому сернокислотные заводы стремятся строить в комплексе с заводами по производству минеральных удобрений.

Это интересно

История серной кислоты (материал взят с сайта alhimikov.net)

Вы все, наверное, знакомы с медным купоросом, кристаллогидратом сульфата меди (II). Купоросами называют кристаллогидраты двухвалентных металлов. Купоросы изучались еще с древних времен. Так, в некоторых работах конца-начала новой эры обсуждались свойства купоросов и их происхождение. Они упоминаются в трудах греческого врача Диоскорида, римского исследователя природы Плиния Старшего. Об использовании купоросов в металлургии рассказано в работах древнегреческих алхимиков Зосимы из Панополиса. Древний лекарь Ибн Сина использовал различные вещества-купоросы в медицине. 
Самым первым способом получения был процесс нагревания алюмокалиевых квасцов . Сведения об этом способе содержатся в алхимической литературе XIII века. Но алхимики не знали сути процесса и состава квасцов. А целенаправленно химическим синтезом серной кислоты стали заниматься в XV веке. Алхимики обрабатывали смесь сульфида сурьмы(III) Sb2S3 и серы при нагревании с азотной кислотой. 
Серную кислоту средневековые европейские алхимики называли «купоросным маслом», в последствии купоросной кислотой. Алхимики получали небольшие количества, которые использовались для проведения экспериментов. В XVII веке Иоганн Глаубер получил серную кислоту в результате горения самородной серы с калийной селитрой( нитратом калия) в присутствии паров воды. Селитра окисляла серу до оксида серы (VI, который впоследствии реагировал с парами воды, в результате чего образовывалась серная кислота. В 30-е годы XVIII века лондонский фармацевт Уорд Джошуа использовал эту реакцию для промышленного производства серной кислоты. Потребности в серной кислоте в средние века исчислялись всего несколькими десятками килограммов. Она использовалась для аптечных нужд и алхимических опытов. Небольшое количество концентрированной серной кислоты шло производство спичек, которые содержали бертолетовую соль. количество концентрированной кислоты шло для производства особых спичек, содержащих бертолетову соль. На Руси купоросная кислота появилась в семнадцатом веке.
В 1746 г. Джон Робак в английском Бирмингеме наладил производство, адаптировав этот способ для производства серной кислоты, используя освинцованные камеры, которые были прочными , дешевыми более крупными чем стеклянные контейнеры.

Джон Робак
Джон Робак

Этот способ использовался в промышленности в течение почти двух столетий. В камерах получали кислоту с концентрацией около 65 %, впоследствии усовершенствовав сам процесс (Это сделали французский химик Гей-Люссак и английский Гловер), концентрацию довели до 78%. Однако этих концентраций для некоторых химических процессов, например, при производстве красителей не хватало. 
Лишь в 1831 г. британский торговец уксусной кислотой Перегрин Филипс запатентовал экономичный процесс для производства оксида серы (VI) и концентрированной серной кислоты, который известен нам в настоящее время как контактный способ получения серной кислоты.
В 1864 году стали производить суперфосфат. В восьмидесятые годы XIX века производство серной кислоты достигло в Европе 1 млн. тонн. Основными производителями были Англия и Германия, на долю которых приходилось более 72% от мирового объема производства.

5. Применение солей серной кислоты

Железный купорос FеSО4•7Н2O применяли раньше для лечения чесотки, гельминтоза и опухолей желез, в настоящее время используют для борьбы с сельскохозяйственными вредителями.

 

 

Медный купорос CuSO4•5Н2широко используют в сельском хозяйстве для борьбы с вредителями растений.

 

 

 

 

«Глауберова соль» (мирабилит) Nа2SO4•10Н2O была получена немецким химиком И. Р. Глаубером при действии серной кислоты на хлорид натрия, в медицине ее используют как слабительное средство.

 

 

 

«Бариевая каша» BaSO4 обладает способностью задерживать рентгеновские лучи в значительно большей степени, чем ткани организма. Это позволяет рентгенологам при заполнении «бариевой кашей» полых органов определить в них наличие анатомических изменений.

 

 

Гипс СаSO4•2Н2O находит широкое применение в строительном деле, в медицинской практике для накладывания гипсовых повязок, для изготовления гипсовых скульптур.

 

 

 

 

III. Тренажеры


Тренажёр №1 - Сероводород. Оксиды серы

Тренажёр №2 - Свойства разбавленной серной кислоты

IV. Задания для закрепления


№1. Осуществите превращения по схеме:

1) Zn →ZnSO4→Zn(OH)2 →ZnSO→ BaSO4

2) S →SO2 →SO3→H2SO4 →K2SO4

№2. Закончите уравнения практически осуществимых реакций в полном и кратком ионном виде:

Na2CO+ H2SO4

Cu + H2SO4 (раствор) →

Al(OH)3 + H2SO4 →

MgCl+ H2SO4 →

№3. Запишите уравнения реакций взаимодействия разбавленной серной кислоты с магнием, гидроксидом железа (III), оксидом алюминия, нитратом бария и сульфитом калия в молекулярном, полном и кратком ионном виде.

ЦОРы


Видео: "Разбавление серной кислоты водой"

Макет производсва серной кислоты

Видео:"Качественная реакция на сульфит- и сульфат-ионы"


Документы (всего: 1)
Документы (всего: 1)