Назад
Вперёд
Внимание! Предварительный просмотр слайдов используется исключительно в ознакомительных целях и может не давать представления о всех возможностях презентации. Если вас заинтересовала данная работа, пожалуйста, загрузите полную версию.
Воспитывающая:
Создать условия для нравственного и эстетического воспитания учащихся к окружающей среде, умения работать в парах при самоанализе контрольных срезов, тестов.
Развивающая:
развивать умение работать в атмосфере поиска, творчества, дать каждому учащемуся возможность достичь успеха; умение давать самооценку деятельности на уроке;
Общеобразовательная:
организовать деятельность учащихся на усвоение:
- знаний : химические свойства и способы получения сернистого газа и сернистой кислоты;
- умений : записывать уравнения химических реакций, характеризующих химические свойства сернистой кислоты и её солей в ионном и окислительно-восстановительном виде.
Ход урока
I. Оргмомент.
II. Изучение нового материала:
1. Строение:
SO 2 (сернистый газ, оксид серы (IV)), молекулярная формула
Структурная формула
2. Физические свойства
- Бесцветный газ с резким запахом, ядовит.
- Хорошо растворим в воде (в 1 V H 2 O растворяется 40 V SO 2 при н.у.)
- Тяжелее воздуха, ядовит.
3. Получение
1. В промышленности: обжиг сульфидов.
FeS 2 + O 2 → Fe 2 O 3 + SO 2
а) Составить электронный баланс (ОВР).
2. В лабораторных условиях: взаимодействие сульфитов с сильными кислотами:
Na 2 SO 3 + 2HCl → 2NaCl + SO 2 + H 2 O
3. При окислении металлов концентрированной серной кислотой:
Cu + H 2 SO 4(конц) → CuSO 4 + SO 2 + H 2 O
б) Составить электронный баланс (ОВР).
4. Химические свойства SO 2
1. Взаимодействие с водой
При растворении в воде образуется слабая и неустойчивая сернистая кислота H 2 SO 3 (существует только в водном растворе).
SO 2 + H 2 O ↔ H 2 SO 3
2. Взаимодействие со щелочами:
Ba(OH) 2 + SO 2 → BaSO 3 ↓(сульфит бария) + H 2 O
Ba(OH) 2 + 2SO 2 (избыток) → Ba(HSO 3) 2 (гидросульфит бария)
3. Взаимодействие с основными оксидами (образуется соль):
SO 2 + CaO = CaSO 3
4. Реакции окисления, SO 2 – восстановитель:
SO 2 + O 2 → SO 3 (катализатор – V 2 O 5)
в) Составить электронный баланс (ОВР)
SO 2 + Br 2 + H 2 O → H 2 SO 4 + HBr
г) Составить электронный баланс (ОВР)
SO 2 + KMnO 4 + H 2 O → K 2 SO 4 + MnSO 4 + H 2 SO 4
д) Составить электронный баланс (ОВР)
5. Реакции восстановления, SO 2 - окислитель
SO 2 + С → S + СO 2 (при нагревании)
е) Составить электронный баланс (ОВР)
SO 2 + H 2 S → S + H 2 O
ж) Составить электронный баланс (ОВР)
5. Химические свойства H 2 SO 3
1. Сернистая кислота диссоциирует ступенчато:
H 2 SO 3 ↔ H + + HSO 3 - (первая ступень, образуется гидросульфит – анион)
HSO 3 - ↔ H+ + SO 3 2- (вторая ступень, образуется анион сульфит)
H 2 SO 3 образует два ряда солей:
Средние (сульфиты)
Кислые (гидросульфиты)
2. Раствор сернистой кислоты H 2 SO 3 обладает восстановительными свойствами:
H 2 SO 3 + I 2 + H 2 O = H 2 SO 4 + НI
з) Составить электронный баланс (ОВР)
III. Самоконтроль.
Осуществите превращения по схеме:
S → H 2 S → SO 2 → Na 2 SO 3 → BaSO 3 → SO 2
Уравнения реакций ионного обмена напишите в полном и кратком ионном виде.
Ответы для самопроверки выводятся на экране.
IV. Рефлексия.
Ответьте на вопросы в таблице “Вопросы к ученику” (Приложение 1).
V. Домашнее задание (дифференцированно)
Сделать задания выделенные красным шрифтом:
Уравнения а, в, е, ж – “3”
Уравнения а – е – “4”
Уравнения а – з – “5”
Приложение 1
Вопросы к ученику
Дата ___________________ Класс ______________________
Постарайся точно вспомнить то, что слышал на уроке и ответь на поставленные вопросы:
№ п/п | Вопросы | |
1 | Какова была тема урока? | |
2 | Какая цель стояла перед тобой на уроке? | |
3 | Каков вывод урока? | |
4 | Как работали на уроке твои одноклассники? | |
5 | Как работал ты на уроке? | |
6 | Как ты думаешь, ты справишься с домашним заданием, полученном на уроке? |
Диоксид (двуокись) серы образуется при сжигании серы в воздухе или кислороде. Он получается также при прокаливании на воздухе («обжигании») сульфидов металлов, например железного колчедана:
По этой реакции диоксид серы получают обычно в промышленности (о других промышленных способах получения см, 9 § 131).
Диоксид серы - бесцветный газ («сернистый газ») с резким эапахом горячей серы. Он довольно легко конденсируется в бесцветную жидкость, кипящую при . При испарении жидкого происходит сильное понижение температуры (до ).
Диоксид серы хорошо растворяется в воде (около 40 объемов в 1 объеме воды при ); при этом частично происходит реакция с водой и образуется сернистая кислота:
Таким образом, диоксид серы является ангидридом сернистой кислоты. При нагревании растворимость уменьшается и равновесие смещается влево; постепенно весь диоксид серы снова выделяется из раствора.
Молекула построена аналогично молекуле озона. Ядра составляющих ее атомов образуют равнобедренный треугольник:
Здесь атом серы, как и центральный атом кислорода в молекуле озона, находится в состоянии -гибридизации и угол близок к . Ориентированная перпендикулярно к плоскости молекулы -орбиталь атома серы не участвует в гибридизации. За счет этой орбитали и аналогично ориентированных -орбиталей атомов кислорода образуется трехцентровая -связь; осуществляющая ее пара электронов принадлежит всем трем атомам молекулы.
Диоксид серы применяют для получения серной кислоты, а также (в значительно меньших количествах) для беления соломы, шерсти, шелка и как дезинфицирующее средство (для уничтожения плесневых грибков в подвалах, погребах, винных бочках, бродильных чанах).
Сернистая кислота - очень непрочное соединение. Она известна только в водных растворах. При попытках выделить сернистую кислоту она распадается на и воду. Например, при действии концентрированной серной кислоты на сульфит натрия вместо сернистой кислоты выделяется диоксид серы:
Раствор сернистой кислоты необходимо предохранять от доступа воздуха, иначе она, поглощая из воздуха кислород, медленно окисляется в серную кислоту:
Сернистая кислота - хороший восстановитель. Например, свободные галогены восстанавливаются ею в галогеноводороды:
Однако при взаимодействии с сильными восстановителями сернистая кислота может играть роль окислителя. Так, реакция ее с сероводородом в основном протекает согласно уравнению:
Будучи двухосновной , сернистая кислота образует два ряда солей. Средние ее соли называются сульфитами, кислые - гидросульфитами.
Как и кислота, сульфиты и гидросульфиты являются восстановителями. При их окислении получаются соли серной кислоты.
Сульфиты наиболее активных металлов при прокаливании разлагаются с образованием сульфидов и сульфатов (реакция самоокисления - самовосстановления):
Сульфиты калия и натрия применяются для отбеливания некоторых материалов, в текстильной промышленности при крашении тканей, в фотографии. Раствор (эта соль существует только в растворе) применяется для переработки древесины в так называемую сульфитную целлюлозу, из которой потом получают бумагу.
СЕРНИСТАЯ КИСЛОТА - H2SO3, слабая двухосновная кислота. В свободном виде не выделена, существует в водных растворах. Соли сернистой кислоты сульфиты … Большой Энциклопедический словарь
СЕРНИСТАЯ КИСЛОТА - (H2SO3) слабая двухосновная кислота. Существует лишь в водных растворах. Соли С. к. сульфиты. Применяют в целлюлозно бумажной и пищевой промышленности. См. также Кислоты и ангидриды … Российская энциклопедия по охране труда
сернистая кислота - — [А.С.Гольдберг. Англо русский энергетический словарь. 2006 г.] Тематики энергетика в целом EN sulfurous acid … Справочник технического переводчика
сернистая кислота - Н2SO3, слабая двухосновная кислота. В свободном виде не выделена, существует в водных растворах. Соли серной кислоты сульфиты. * * * СЕРНИСТАЯ КИСЛОТА СЕРНИСТАЯ КИСЛОТА, H2SO3, слабая двухосновная кислота. В свободном виде не выделена,… … Энциклопедический словарь
сернистая кислота - sulfito rūgštis statusas T sritis chemija formulė H₂SO₃ atitikmenys: angl. sulfurous acid rus. сернистая кислота ryšiai: sinonimas – vandenilio trioksosulfatas (2–) … Chemijos terminų aiškinamasis žodynas
Сернистая кислота - H2SO3, слабая двухосновная кислота, отвечающая степени окисления серы +4. Известна только в разбавленных водных растворах. Константы диссоциации: K1 = 1,6 · 10 2, K2 = 1,0 · 10 7 (18°C). Даёт два ряда солей: нормальные Сульфиты и кислые… … Большая советская энциклопедия
СЕРНИСТАЯ КИСЛОТА - H2SO3, слабая двухосновная кислота. В свободном виде не выделена, существует в вод. р рах. Соли С. к. сульфиты … Естествознание. Энциклопедический словарь
Сернистая кислота - см. Сера … Энциклопедический словарь Ф.А. Брокгауза и И.А. Ефрона
В окислительно-восстановительных процессах сернистый газ может быть как окислителем, так и восстановителем, потому что атом в этом соединении имеет промежуточную степень окисления +4.
Как окислитель SO 2 реагирует с более сильными восстановителями, например с :
SO 2 + 2H 2 S = 3S↓ + 2H 2 O
Как восстановитель SO 2 реагирует с более сильными окислителями, например с в присутствии катализатора, с и т.д.:
2SO 2 + O 2 = 2SO 3
SO 2 + Cl 2 + 2H 2 O = H 2 SO 3 + 2HCl
Получение
1) Сернистый газ образуется при горении серы:
2) В промышленности его получают при обжиге пирита:
3) В лаборатории сернистый газ можно получить:
Cu + 2H 2 SO 4 = CuSO 4 + SO 2 + 2H 2 O
Применение
Сернистый газ находит широкое применение в текстильной промышленности для отбеливания различных изделий. Кроме того, его используют в сельском хозяйстве для уничтожения вредных микроорганизмов в теплицах и погребах. В больших количествах SO 2 идет на получение серной кислоты.
Оксид серы (VI ) – SO 3 (серный ангидрид)
Серный ангидрид SO 3 – это бесцветная жидкость, которая при температуре ниже 17 о С превращается в белую кристаллическую массу. Очень хорошо поглощает влагу (гигроскопичен).
Химические свойства
Кислотно-основные свойства
Как типичный кислотный оксид серный ангидрид взаимодействует:
SO 3 + CaO = CaSO 4
в) с водой:
SO 3 + H 2 O = H 2 SO 4
Особым свойством SO 3 является его способность хорошо растворяться в серной кислоте. Раствор SO 3 в серной кислоте имеет название олеум.
Образование олеума: H 2 SO 4 + n SO 3 = H 2 SO 4 ∙ n SO 3
Окислительно-восстановительные свойства
Оксид серы (VI) характеризуется сильными окислительными свойствами (обычно восстанавливается до SO 2):
3SO 3 + H 2 S = 4SO 2 + H 2 O
Получение и применение
Серный ангидрид образуется при окислении сернистого газа:
2SO 2 + O 2 = 2SO 3
В чистом виде серный ангидрид практического значения не имеет. Он получается как промежуточный продукт при производстве серной кислоты.
H 2 SO 4
Упоминания о серной кислоте впервые встречаются у арабских и европейских алхимиков. Ее получали, прокаливая на воздухе железный купорос (FeSO 4 ∙7H 2 O): 2FeSO 4 = Fe 2 O 3 + SO 3 + SO 2 либо смесь с : 6KNO 3 + 5S = 3K 2 SO 4 + 2SO 3 + 3N 2 , а выделяющиеся пары серного ангидрида конденсировали. Поглощая влагу, они превращались в олеум. В зависимости от способа приготовления H 2 SO 4 называли купоросным маслом или серным маслом. В 1595 г. алхимик Андреас Либавий установил тождественность обоих веществ.
Долгое время купоросное масло не находило широкого применения. Интерес к нему сильно возрос после того, как в XVIII в. был открыт процесс получения из индиго индигокармина – устойчивого синего красителя. Первую фабрику по производству серной кислоты основали недалеко от Лондона в 1736 г. Процесс осуществляли в свинцовых камерах, на дно которых наливали воду. В верхней части камеры сжигали расплавленную смесь селитры с серой, затем туда запускали воздух. Процедуру повторяли до тех пор, пока на дне ёмкости не образовывалась кислота требуемой концентрации.
В XIX в. способ усовершенствовали: вместо селитры стали использовать азотную кислоту (она при разложении в камере даёт ). Чтобы возвращать в систему нитрозные газы были сконструированы специальные башни, которые и дали название всему процессу – башенный процесс. Заводы, работающие по башенному методу, существуют и в наше время.
Серная кислота – это тяжелая маслянистая жидкость без цвета и запаха, гигроскопична; хорошо растворяется в воде. При растворении концентрированной серной кислоты в воде выделяется большое количество тепла, поэтому ее надо осторожно приливать в воду (а не наоборот!) и перемешивать раствор.
Раствор серной кислоты в воде с содержанием H 2 SO 4 менее 70% обычно называют разбавленной серной кислотой, а раствор более 70% — концентрированной серной кислотой.
Химические свойства
Кислотно-основные свойства
Разбавленная серная кислота проявляет все характерные свойства сильных кислот. Она реагирует:
H 2 SO 4 + NaOH = Na 2 SO 4 + 2H 2 O
H 2 SO 4 + BaCl 2 = BaSO 4 ↓ + 2HCl
Процесс взаимодействия ионов Ва 2+ с сульфат-ионами SO 4 2+ приводит к образованию белого нерастворимого осадка BaSO 4 . Это качественная реакция на сульфат-ион .
Окислительно – восстановительные свойства
В разбавленной H 2 SO 4 окислителями являются ионы Н + , а в концентрированной – сульфат-ионы SO 4 2+ . Ионы SO 4 2+ являются более сильными окислителями, чем ионы Н + (см.схему).
В разбавленной серной кислоте растворяются металлы, которые в электрохимическом ряду напряжений находятся до водорода . При этом образуются сульфаты металлов и выделяется :
Zn + H 2 SO 4 = ZnSO 4 + H 2
Металлы, которые в электрохимическом ряду напряжений находятся после водорода, не реагируют с разбавленной серной кислотой:
Cu + H 2 SO 4 ≠
Концентрированная серная кислота является сильным окислителем, особенно при нагревании. Она окисляет многие , и некоторые органические вещества.
При взаимодействии концентрированной серной кислоты с металлами, которые в электрохимическом ряду напряжений находятся после водорода (Cu, Ag, Hg), образуются сульфаты металлов, а также продукт восстановления серной кислоты – SO 2 .
Реакция серной кислоты с цинкомБолее активными металлами (Zn, Al, Mg) концентрированная серная кислота может восстанавливаться до свободной . Например, при взаимодействии серной кислоты с , в зависимости от концентрации кислоты одновременно могут образовываться различные продукты восстановления серной кислоты – SO 2 , S, H 2 S:
Zn + 2H 2 SO 4 = ZnSO 4 + SO 2 + 2H 2 O
3Zn + 4H 2 SO 4 = 3ZnSO 4 + S↓ + 4H 2 O
4Zn + 5H 2 SO 4 = 4ZnSO 4 + H 2 S + 4H 2 O
На холоде концентрированная серная кислота пассивирует некоторые металлы, например и , поэтому ее перевозят в железных цистернах:
Fe + H 2 SO 4 ≠
Концентрированная серная кислота окисляет некоторые неметаллы ( , и др.), восстанавливаясь до оксида серы (IV) SO 2:
S + 2H 2 SO 4 = 3SO 2 + 2H 2 O
C + 2H 2 SO 4 = 2SO 2 + CO 2 + 2H 2 O
Получение и применение
В промышленности серную кислоту получают контактным способом. Процесс получения происходит в три стадии:
- Получение SO 2 путем обжига пирита:
4FeS 2 + 11O 2 = 2Fe 2 O 3 + 8SO 2
- Окисление SO 2 в SO 3 в присутствии катализатора – оксида ванадия (V):
2SO 2 + O 2 = 2SO 3
- Растворение SO 3 в серной кислоте:
H 2 SO 4 + n SO 3 = H 2 SO 4 ∙ n SO 3
Полученный олеум перевозят в железных цистернах. Из олеума получают серную кислоту нужной концентрации, приливая его в воду. Это можно выразить схемой:
H 2 SO 4 ∙ n SO 3 + H 2 O = H 2 SO 4
Серная кислота находит разнообразное применение в самых различных областях народного хозяйства. Ее используют для осушки газов, в производстве других кислот, для получения удобрений, различных красителей и лекарственных средств.
Соли серной кислоты
Большинство сульфатов хорошо растворимы в воде (малорастворим CaSO 4 , еще менее PbSO 4 и практически нерастворим BaSO 4). Некоторые сульфаты, содержащие кристаллизационную воду, называются купоросами:
CuSO 4 ∙ 5H 2 O медный купорос
FeSO 4 ∙ 7H 2 O железный купорос
Соли серной кислоты имеют все . Особенным является их отношение к нагреванию.
Сульфаты активных металлов ( , ) не разлагаются даже при 1000 о С, а других (Cu, Al, Fe) – распадаются при небольшом нагревании на оксид металла и SO 3:
CuSO 4 = CuO + SO 3
Скачать:
Скачать бесплатно реферат на тему: «Производство серной кислоты контактным способом»
Скачать рефераты по другим темам можно
*на изображении записи фотография медного купороса
Серная кислота H 2 SO 4 - одна из сильных двухосновных кислот. В разбавленном состоянии она окисляет почти все металлы, кроме золота и платины. Интенсивно реагирует с неметаллами и органическими веществами, превращая некоторые из них в уголь. При приготовлении раствора серной кислоты всегда надо её приливать к воде, а не наоборот, во избежание разбрызгивания кислоты и вскипания воды. При 10 °С затвердевает, образуя прозрачную стекловидную массу. При нагревании 100-процентная серная кислота легко теряет серный ангидрид (триокись серы SO 3) до тех пор, пока её концентрация не составит 98 %. Именно в таком состоянии её обычно и используют в лабораториях. В концентрированном (безводном) состоянии серная кислота - бесцветная, дымящаяся на воздухе (из-за паров), маслянистая жидкость с характерным запахом (Т кипения=338 °С). Она является очень сильным окислителем. Это вещество обладает всеми свойствами кислот:
Химические свойства серной кислоты
H 2 SO 4 + Fe → FeSO 4 + H 2 ;
2H 2 SO 4 + Cu → CuSO 4 + SO 2 +2H 2 O - в этом случае кислота является концентрированной.
H 2 SO 4 + CuO → CuSO 4 + H 2 O
Получающийся раствор синего цвета - CuSO 4 - раствор медного купороса. Серную кислоту еще называют купоросным маслом , так как при реакциях с металлами и их оксидами образуются купоросы. Например, при химической реакции с железом (Fe) - образуется светло-зелёный раствор железного купороса.
Химическая реакция с основаниями и щелочами (или реакция нейтрализации)
H 2 SO 4 + 2NaOH → Na 2 SO 4 + 2H 2 O
Сернистая кислота (или правильнее сказать - раствор сернистого газа в воде) образует два вида солей: сульфиты и гидросульфиты . Эти соли являются восстановителями.
Н 2 SO 4 + NaOH → NaНSO 3 + Н 2 O - такая реакция протекает при избытке сернистой кислоты
Н 2 SO 4 + 2NaOH → Na 2 SO 3 + 2Н 2 O - а эта реакция протекает при избытке едкого натра
Сернистая кислота обладает отбеливающим действием. Всем известно, что подобным действием обладает и хлорная вода. Но отличие заключается в том, что в отличии от хлора сернистый газ не разрушает красители, а образует с ними неокрашенные химические соединения!
Кроме основных свойств кислот сернистая кислота способна обесцвечивать раствор марганцовки по следующему уравнению:
5Н 2 SO 3 +2KMnO 4 → 2 Н 2 SO 4 +2MnSO 4 +K 2 SO 4 +Н 2 O
В этой реакции образуется бледно-розовый раствор, состоящий из сульфатов калия, марганца. Окраска обусловлена именно сульфатом марганца.
Сернистая кислота способна обесцветить бром
Н 2 SO 3 + Br 2 + Н 2 O → Н 2 SO 4 + 2HBr
В этой реакции образуется раствор, состоящий сразу из 2-х сильных кислот: серной и бромной.
Если хранить сернистую кислоту при доступе воздуха, то этот раствор окисляется и превращается в серную кислоту
2Н 2 SO 3 + O 2 → 2Н 2 SO 2
Десять интересных фактов о Петре I…
Павел табаков, иван янковский и другие сыновья российских артистов Личная жизнь Павла Табакова
Художественное своеобразие повести собачье сердце презентация
Презентация на тему «Эстония
Кто такой иов. Иов многострадальный. Иов историческая личность или вымысел