So2 h2o h2so4 ионное уравнение

Оксид серы (IV)

Оксид серы (IV) – это кислотный оксид . Бесцветный газ с резким запахом, хорошо растворимый в воде.

Cпособы получения оксида серы (IV)

1. Сжигание серы на воздухе :

2. Горение сульфидов и сероводорода:

2CuS + 3O₂ → 2SO₂ + 2CuO

3. Взаимодействие сульфитов с более сильными кислотами:

Например , сульфит натрия взаимодействует с серной кислотой:

4. Обработка концентрированной серной кислотой неактивных металлов.

Например , взаимодействие меди с концентрированной серной кислотой:

Химические свойства оксида серы (IV)

Оксид серы (IV) – это типичный кислотный оксид. За счет серы в степени окисления +4 проявляет свойства окислителя и восстановителя .

1. Как кислотный оксид, сернистый газ реагирует с щелочами и оксидами щелочных и щелочноземельных металлов .

Например , оксид серы (IV) реагирует с гидроксидом натрия. При этом образуется либо кислая соль (при избытке сернистого газа), либо средняя соль (при избытке щелочи):

SO_2(изб) + NaOH → NaHSO₃

Еще пример : оксид серы (IV) реагирует с основным оксидом натрия:

2. При взаимодействии с водой S O₂ образует сернистую кислоту. Реакция обратимая, т.к. сернистая кислота в водном растворе в значительной степени распадается на оксид и воду.

3. Наиболее ярко выражены восстановительные свойства SO₂. При взаимодействии с окислителями степень окисления серы повышается.

Например , оксид серы окисляется кислородом на катализаторе в жестких условиях. Реакция также сильно обратимая:

Сернистый ангидрид обесцвечивает бромную воду:

Азотная кислота очень легко окисляет сернистый газ:

Озон также окисляет оксид серы (IV):

Качественная реакция на сернистый газ и на сульфит-ион – обесцвечивание раствора перманганата калия:

Оксид свинца (IV) также окисляет сернистый газ:

4. В присутствии сильных восстановителей SO₂ способен проявлять окислительные свойства.

Например , при взаимодействии с сероводородом сернистый газ восстанавливается до молекулярной серы:

Оксид серы (IV) окисляет угарный газ и углерод:

SO₂ + 2CO → 2СО₂ + S

Метод электронного баланса и ионно-электронный метод (метод полуреакций)

Спецификой многих ОВР является то, что при составлении их уравнений подбор коэффициентов вызывает затруднение.

Для облегчения подбора коэффициентов чаще всего используют метод электронного баланса и ионно-электронный метод (метод полуреакций). Рассмотрим применение каждого из этих методов на примерах.

Метод электронного баланса

В его основе метода электронного баланса лежит следующее правило: общее число электронов, отдаваемое атомами-восстановителями, должно совпадать с общим числом электронов, которые принимают атомы-окислители .

В качестве примера составления ОВР рассмотрим процесс взаимодействия сульфита натрия с перманганатом калия в кислой среде.

1) Составить схему реакции:

Записать исходные вещества и продукты реакции, учитывая, что в кислой среде MnO₄ — восстанавливается до Mn 2+ (см. схему):

Найдем степень окисления элементов:

Из приведенной схемы понятно, что в процессе реакции происходит увеличение степени окисления серы с +4 до +6. S +4 отдает 2 электрона и является восстановителем. Степень окисления марганца уменьшилась от +7 до +2, т.е. Mn +7 принимает 5 электронов и является окислителем.

3) Составить электронные уравнения и найти коэффициенты при окислителе и восстановителе.

S +4 – 2e — = S +6 | 5 восстановитель, процесс окисления

Mn +7 +5e — = Mn +2 | 2 окислитель, процесс восстановления

Чтобы число электронов, отданных восстановителем, было равно числу электронов, принятых восстановителем, необходимо:

• Число электронов, отданных восстановителем, поставить коэффициентом перед окислителем.
• Число электронов, принятых окислителем, поставить коэффициентом перед восстановителем.

Таким образом, 5 электронов, принимаемых окислителем Mn +7 , ставим коэффициентом перед восстановителем, а 2 электрона, отдаваемых восстановителем S +4 коэффициентом перед окислителем:

4) Уравнять количества атомов элементов, не изменяющих степень окисления

Соблюдаем последовательность: число атомов металлов, кислотных остатков, количество молекул среды (кислоты или щелочи). В последнюю очередь подсчитывают количество молекул образовавшейся воды.

Итак, в нашем случае число атомов металлов в правой и левой частях совпадают.

По числу кислотных остатков в правой части уравнения найдем коэффициент для кислоты.

В результате реакции образуется 8 кислотных остатков SO₄ 2- , из которых 5 – за счет превращения 5SO₃ 2- → 5SO₄ 2- , а 3 – за счет молекул серной кислоты 8SO₄ 2- — 5SO₄ 2- = 3SO₄ 2- .

Таким образом, серной кислоты надо взять 3 молекулы:

Аналогично, находим коэффициент для воды по числу ионов водорода, во взятом количестве кислоты

6H + + 3O -2 = 3H₂O

Окончательный вид уравнения следующий:

Признаком того, что коэффициенты расставлены правильно является равное количество атомов каждого из элементов в обеих частях уравнения.

Ионно-электронный метод (метод полуреакций)

Реакции окисления-восстановления, также как и реакции обмена, в растворах электролитов происходят с участием ионов. Именно поэтому ионно-молекулярные уравнения ОВР более наглядно отражают сущность реакций окисления-восстановления.

При написании ионно-молекулярных уравнений, сильные электролиты записывают в виде ионов, а слабые электролиты, осадки и газы записывают в виде молекул (в недиссоциированном виде).

При написании полуреакций в ионной схеме указывают частицы, подвергающиеся изменению их степеней окисления, а также характеризующие среду, частицы:

H + — кислая среда, OH — — щелочная среда и H₂O – нейтральная среда.

Пример 1.

Рассмотрим пример составления уравнения реакции между сульфитом натрия и перманганатом калия в кислой среде.

1) Составить схему реакции:

Записать исходные вещества и продукты реакции:

2) Записать уравнение в ионном виде

В уравнении сократим те ионы, которые не принимают участие в процессе окисления-восстановления:

SO₃ 2- + MnO₄ — + 2H + = Mn 2+ + SO₄ 2- + H₂O

3) Определить окислитель и восстановитель и составить полуреакции процессов восстановления и окисления.

В приведенной реакции окислитель — MnO₄ — принимает 5 электронов восстанавливаясь в кислой среде до Mn 2+ . При этом освобождается кислород, входящий в состав MnO₄ — , который, соединяясь с H + образует воду:

MnO₄ — + 8H + + 5e — = Mn 2+ + 4H₂O

Восстановитель SO₃ 2- — окисляется до SO₄ 2- , отдав 2 электрона. Как видно образовавшийся ион SO₄ 2- содержит больше кислорода, чем исходный SO₃ 2- . Недостаток кислорода восполняется за счет молекул воды и в результате этого происходит выделение 2H + :

SO₃ 2- + H₂O — 2e — = SO₄ 2- + 2H +

4) Найти коэффициенты для окислителя и восстановителя

Необходимо учесть, что окислитель присоединяет столько электронов, сколько отдает восстановитель в процессе окисления-восстановления:

MnO₄ — + 8H + + 5e — = Mn 2+ + 4H₂O |2 окислитель, процесс восстановления

SO₃ 2- + H₂O — 2e — = SO₄ 2- + 2H + |5 восстановитель, процесс окисления

5) Просуммировать обе полуреакции

Предварительно умножая на найденные коэффициенты, получаем:

2MnO₄ — + 16H + + 5SO₃ 2- + 5H₂O = 2Mn 2+ + 8H₂O + 5SO₄ 2- + 10H +

Сократив подобные члены, находим ионное уравнение:

2MnO₄ — + 5SO₃ 2- + 6H + = 2Mn 2+ + 5SO₄ 2- + 3H₂O

6) Записать молекулярное уравнение

Молекулярное уравнение имеет следующий вид:

Пример 2.

Далее рассмотрим пример составления уравнения реакции между сульфитом натрия и перманганатом калия в нейтральной среде.

В ионном виде уравнение принимает вид:

Также, как и предыдущем примере, окислителем является MnO₄ — , а восстановителем SO₃ 2- .

В нейтральной и слабощелочной среде MnO₄ — принимает 3 электрона и восстанавливается до MnО₂. SO₃ 2- — окисляется до SO₄ 2- , отдав 2 электрона.

Полуреакции имеют следующий вид:

MnO₄ — + 2H₂O + 3e — = MnО₂ + 4OH — |2 окислитель, процесс восстановления

SO₃ 2- + 2OH — — 2e — = SO₄ 2- + H₂O |3 восстановитель, процесс окисления

Запишем ионное и молекулярное уравнения, учитывая коэффициенты при окислителе и восстановителе:

Пример 3.

Составление уравнения реакции между сульфитом натрия и перманганатом калия в щелочной среде.

В ионном виде уравнение принимает вид:

В щелочной среде окислитель MnO₄ — принимает 1 электрон и восстанавливается до MnО₄ 2- . Восстановитель SO₃ 2- — окисляется до SO₄ 2- , отдав 2 электрона.

Полуреакции имеют следующий вид:

MnO₄ — + e — = MnО₂ |2 окислитель, процесс восстановления

SO₃ 2- + 2OH — — 2e — = SO₄ 2- + H₂O |1 восстановитель, процесс окисления

Запишем ионное и молекулярное уравнения, учитывая коэффициенты при окислителе и восстановителе:

Необходимо отметить, что не всегда при наличии окислителя и восстановителя, возможно самопроизвольное протекание ОВР. Поэтому для количественной характеристики силы окислителя и восстановителя и для определения направления реакции пользуются значениями окислительно-восстановительных потенциалов.

Еще больше примеров составления окислительно-восстановительных реакций приведены в разделе Задачи к разделу Окислительно-восстановительные реакции. Также в разделе тест Окислительно-восстановительные реакции

Урок №14. Серный ангидрид и серная кислота

Повторите темы уроков 9 класса:

Оксид серы (VI)

Оксид серы (VI) – это кислотный оксид. При обычных условиях – бесцветная ядовитая жидкость, «дымит» на воздухе, поглощая пары воды.

Способы получения

Оксид серы (VI) получают в реакциях окисления:

SO 2 + NO 2 = SO 3 + NO

Разложением сульфата железа (III):

Химические свойства оксида серы (VI)

1. Оксид серы (VI) активно поглощает влагу и реагирует с водой с образованием серной кислоты:

2. Серный ангидрид – типичным кислотный оксид, взаимодействует с щелочами и основными оксидами.

SO 3 + 2NaOH ( избыток) = Na 2 SO 4 + H 2 O

SO 3 + NaOH ( избыток) = NaHSO 4

SO 3 + MgO = t = MgSO 4

3. Серный ангидрид – очень сильный окислитель:

SO 3 + 2KI = I 2 + K 2 SO 3

3SO 3 + H 2 S = 4SO 2 + H 2 O

5SO 3 + 2P = P 2 O 5 + 5SO 2

4. Растворяется в концентрированной серной кислоте, образуя олеум – раствор SO 3 в H 2 SO 4

РЕАКЦИИ СЕРНОЙ КИСЛОТЫ

Химические свойства разбавленной серной кислоты

H 2 SO 4 — сильная двухосновная кислота, водный раствор изменяет окраску индикаторов (лакмус и универсальный индикатор краснеют)

1) Диссоциация протекает ступенчато:

(первая ступень, образуется гидросульфат – ион)

HSO 4 — → H + + SO 4 2-

(вторая ступень, образуется сульфат – ион)

H 2 SO 4 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:

Zn 0 + H 2 +1 SO 4 (разб) → Zn +2 SO 4 + H 2 0 ↑

Zn 0 + 2H + → Zn 2+ + H 2 0 ↑

3) Взаимодействие с основными и амфотерными оксидами:

CuO + H 2 SO 4 → CuSO 4 + H 2 O

CuO + 2H + → Cu 2+ + H 2 O

4) Взаимодействие с основаниями:

H 2 SO 4 + 2NaOH → Na 2 SO 4 + 2H 2 O

Если кислота в избытке, то образуется кислая соль:

H 2 SO 4 + NaOH → NaНSO 4 + H 2 O

H 2 SO 4 + Cu(OH) 2 → CuSO 4 + 2H 2 O

2H + + Cu(OH) 2 → Cu 2+ + 2H 2 O

5) Обменные реакции с солями:

Серная кислота – сильная нелетучая кислота, вытесняет из солей другие менее сильные кислоты:

MgCO 3 + H 2 SO 4 → MgSO 4 + H 2 O + CO 2 ↑

MgCO 3 + 2H + → Mg 2+ + H 2 O + CO 2 ­↑

Н 2 SO 4 + 2NaHCO 3 = Na 2 SO 4 + CO 2 ↑ + H 2 O

H 2 SO 4 + Na 2 SiO 3 = Na 2 SO 4 + H 2 SiO 3 ↓

Качественная реакция на сульфат-ион

BaCl 2 + H 2 SO 4 → BaSO 4 ↓ + 2HCl

Ba 2+ + SO 4 2- → BaSO 4 ↓

Образование белого осадка BaSO 4 (нерастворимого в кислотах) используется для идентификации серной кислоты и растворимых сульфатов.

6) Реагирует с аммиаком

Химические свойства концентрированной серной кислоты

1. С водой образуются гидраты:

H 2 SO 4 + nH 2 O = H 2 SO 4 ·nH 2 O + Q

Органические вещества обугливаются!

2H 2 SO 4 + C = CO 2 + 2SO 2 + 2H 2 O

2. Серная кислота окисляет неметаллы

неМе + H 2 SO 4 (конц.) = H 2 O + SO 2 + Кислотный гидроксид

, где степень окисления неметалла – высшая

C + 2H 2 SO 4 = 2H 2 O + CO 2 + 2SO 2

S + 2H 2 SO 4 = 3SO 2 + 2H 2 O

2P + 5H 2 SO 4 = 2H 3 PO 4 + 5SO 2 + 2H 2 O

3. Взаимодействие серной кислоты с металлами

H 2 SO 4 (конц.) + Me = t = соль + H 2 O + Х

Концентрированная серная кислота является сильным окислителем. При этом она обычно восстанавливается до сернистого газа SO 2 . С активными металлами может восстанавливаться до серы S, или сероводорода Н 2 S.

Железо Fe, алюминий Al, хром Cr пассивируются концентрированной серной кислотой на холоде. При нагревании образуется газа SO 2 :

6H 2 SO 4 (конц.) + 2Fe = t = Fe 2 (SO 4 ) 3 + 3SO 2 + 6H 2 O

6H 2 SO 4(конц.) + 2Al = t = Al 2 (SO 4 ) 3 + 3SO 2 + 6H 2 O

При взаимодействии с неактивными металлами концентрированная серная кислота восстанавливается до сернистого газа:

2H 2 SO 4 (конц.) + Cu = CuSO 4 + SO 2 ↑ + 2H 2 O

2H 2 SO 4 (конц.) + Hg = HgSO 4 + SO 2 ↑ + 2H 2 O

2H 2 SO 4 (конц.) + 2Ag = Ag 2 SO 4 + SO 2 ↑ + 2H 2 O

При взаимодействии с щелочноземельными металлами и магнием концентрированная серная кислота восстанавливается до серы:

3Mg + 4H 2 SO 4 = 3MgSO 4 + S + 4H 2 O

При взаимодействии со щелочными металлами и цинком концентрированная серная кислота восстанавливается до сероводорода:

5H 2 SO 4 (конц.) + 4Zn = 4ZnSO 4 + H 2 S↑ + 4H 2 O

4. Взаимодействие с восстановителями

Концентрированная серная кислота окисляет галогеноводороды и сероводород при комнатной температуре:

3H 2 SO 4 (конц.) + 2KBr = Br 2 ↓ + SO 2 ↑ + 2KHSO 4 + 2H 2 O

5H 2 SO 4 (конц.) + 8KI = 4I 2 ↓ + H 2 S↑ + K 2 SO 4 + 4H 2 O

H 2 SO 4 (конц.) + 3H 2 S = 4S↓ + 4H 2 O

СОЛИ СЕРНОЙ КИСЛОТЫ

1) Разложение сульфатов

Термически устойчивые сульфаты – сульфаты щелочных металлов (в том числе лития), они плавятся не разлагаясь

Остальные сульфаты при нагревании разлагаются на оксид серы(IV), оксид металла и кислород:

2CuSO 4 = t = 2CuO + SO 2 + O 2 (SO 3 )

2Al 2 (SO 4 ) 3 = t = 2Al 2 O 3 + 6SO 2 + 3O 2

2ZnSO 4 = t = 2ZnO + SO 2 + O 2

2Cr 2 (SO 4 ) 3 = t = 2Cr 2 O 3 + 6SO 2 + 3O 2

Следует быть осторожнее с сульфатами железа (II) и хрома (II) , эти металлы при наличии окислителя склонны окисляться до степени окисления +3, а тут как раз выделяется кислород:

4FeSO 4 = t = 2Fe 2 O 3 + 4SO 2 + O 2

Так как оксиды тяжёлых и благородных металлов разлагаются сами, разложение их сульфатов следует записывать до металла:

Ag 2 SO 4 = t = 2Ag + SO 2 + O 2

HgSO 4 = t = Hg + SO 2 + O 2

2) Сульфаты проявляют окислительные свойства и могут взаимодействовать с восстановителями, восстанавливаясь до сульфидов.

CaSO 4 + 4C = CaS + 4CO

3) Многие средние сульфаты образуют устойчивые кристаллогидраты

Na 2 SO 4 ∙ 10H 2 O − глауберова соль

CaSO 4 ∙ 2H 2 O − гипс

CuSO 4 ∙ 5H 2 O − медный купорос

FeSO 4 ∙ 7H 2 O − железный купорос

ZnSO 4 ∙ 7H 2 O − цинковый купорос

Na 2 CO 3 ∙ 10H 2 O − кристаллическая сода