Уравнение оксида серы 8 класс

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

Оксиды серы. Общая характеристика, химические свойства

Большинство школьников знают два оксида серы — SO₂ и SO₃.

Однако, это не все соединения, которые сера образует с кислородом.

Рассмотрим их все.

Монооксид серы — SO

• Встречается только в виде разбавленной газовой фазы;

• после концентрирования превращается в S₂O₂ (диоксид дисульфита);

• SO имеет триплетное основное состояние, схожее с таковым у O₂ , то есть каждая молекула имеет по два неспаренных электрона;

• молекула SO используется в реакциях органического синтеза (встраивается в молекулы алкенов, алкинов, диенов для получения молекул с трехчленными кольцами, содержащими серу);

• монооксид серы обнаружен на Ио — спутнике Юпитера, а также в атмосфере Венеры, в комете Хейла — Боппа (или «Большая комета 1997 года»);

• редко встречается в атмосфере Земли, поэтому токсичность в полной мере не выявлена;

• обладает высокой воспламеняемостью, горит до образования ядовитого сернистого газа SO₂.

Дисульфид серы — SO₂

• Токсичный газ, ответственен за запах сгоревших спичек;

• в природе образуется в результате вулканической активности;

• вне Земли встречается в атмосфере Венеры, где образует облака в результате конденсации, способствуя при этом глобальному потеплению на п ланете; а также на Ио, спутнике Юпитера (90% атмосферы)

• промышленное значение сернистого газа в основном заключается в производстве серной кислоты;

• SO₂ может связываться с ионами металлов в качестве лиганда с образованием комплексов диоксида серы с металлом, обычно там, где переходный металл находится в степени окисления 0 или +1;

• обладает антимикробными свойствами, используется в качестве консерванта для кураги, инжира (E220);

• диоксид серы издавна применяется в производстве вина — служит антибиотиком и антиоксидантом, защищая вино от порчи и потемнения (окисления);

• сернистый газ является сильным восстановителем, при этом обладает отбеливающим эффектом;

• эндогенный диоксид серы играет важную физиологическую роль в регуляции работы сердца и кровеносных сосудов, а нарушение его метаболизма может привести к артериальной гипертензии, атеросклерозу, стенокардии.

Триоксид серы, серный ангидрид — SO₃

• Является значительным загрязнителем, основной компонент кислотных дождей;

• имеет большое значение в промышленности, так как является прекурсором серной кислоты;

• в сухой атмосфере обильно дымит, без запаха, но едкий;

• на воздухе образуется прямым окислением сернистого газа;

• в лаборатории триоксид серы можно получить путем двухстадийного пиролиза бисульфата натрия:

2NaHSO₄ → Na₂S₂O₇ + H₂O
Na₂S₂O₇ → Na₂SO₄ + SO₃

• серный ангидрид агрессивно гигроскопичен — теплота гидратации достаточна, чтобы смесь этого газа и древесины (или хлопка) могла воспламениться;

• при вдыхании вызывает ожоги, обладает высокой коррозионной активностью.

Тетроксид серы — SO₄

• Этот оксид серы представляет собой группу химических соединений с формулой SO₃ + Х, где Х лежит между 0 и 1;

• здесь содержатся пероксогруппы (О-О), а степень окисления серы как в триоксиде серы, +6;

• может быть выделен при низких температурах (78 К), после реакции SO₃ с атомарным кислородом или фотолиза смесей SO₃ — озон.

Монооксид дисеры, субоксид серы — S₂O

• Представляет собой бесцветный газ, который при конденсации образует твердое вещество бледного цвета, нестабильное при комнатной температуре;

• Грамотрицательные бактерии Desulfovibrio desulfuricans способны производить S₂O;

• был обнаружен Питером Шенком в 1933 году.

Пoсле краткого обзора оксидов серы прилагаю таблицу двух важнейших оксидов серы — сернистого газа и серного ангидрида, так как именно они по большей части встречаются в заданиях ЕГЭ и ОГЭ по Химии.

Урок №24. Оксид серы (IV). Сернистая кислота и её соли

Сернистый ангидрид; сернистый газ – SO 2

Физические свойства

Бесцветный газ с резким запахом; хорошо растворим в воде (в 1V H 2 O растворяется 40V SO 2 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 + O 2 = t = SO 2

2) Окислением сероводорода и сульфидов:

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

2CuS + 3O 2 = t = 2SO 2 + 2CuO

4FeS 2 + 11O 2 = t = 2Fe 2 O 3 + 8SO 2

3) Обработкой солей сернистой кислоты – сульфитов минеральными кислотами:

Na 2 SO 3 + 2HCl = 2NaCl + SO 2 ↑ + H 2 O

4) При окислении неактивных металлов концентрированной серной кислотой:

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

Химические свойства

1. SO 2 – проявляет окислительно-восстановительные свойства

SO 2 — восстановитель (S +4 – 2ē → S +6 )

2SO 2 + O 2 ← кат-V2O5 → 2SO 3

Обесцвечивает бромную воду:

SO 2 + Br 2 + 2H 2 O = H 2 SO 4 + 2HBr

Окисляется азотной кислотой, озоном и оксидом свинца (IV):

SO 2 + 2HNO 3 = H 2 SO 4 + 2NO 2

Обесцвечивает раствор перманганата калия – качественная реакция на сернистый га з:

5SO 2 + 2KMnO 4 + 2H 2 O = K 2 SO 4 + 2MnSO 4 + 2H 2 SO 4

SO 2 — окислитель (S +4 + 4ē → S 0 )

SO 2 + С = t = S + СO 2

SO 2 + 2CO = t = 2СО 2 + S

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

2. Сернистый ангидрид — кислотный оксид

При растворении SO 2 в воде образуется слабая и неустойчивая сернистая кислота H 2 SO 3 (существует только в водном растворе)

Свойства сернистой кислоты

Сернистая кислота диссоциирует ступенчато:

(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) и кислые (гидросульфиты).

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.

Качественной реакцией на соли сернистой кислоты является взаимодействие соли с сильной кислотой, при этом выделяется газ SO 2 с резким запахом:

Na 2 SO 3 + 2HCl = 2NaCl + SO 2 ↑+ H 2 O

2H + + SO 3 2- = SO 2 ↑+ H 2 O

Сернистая кислота H 2 SO 3. проявляет восстановительные свойства:

Сернистая кислота взаимодействует с раствором йода, обесцвечивая его. При этом образуются йодоводородная и серная кислоты.

H 2 SO 3 + I 2 + H 2 O = H 2 SO 4 + 2НI

Водные растворы сульфитов щелочных металлов окисляются на воздухе:

2SO 3 2- + O 2 = 2SO 4 2-

3. 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)

4. Взаимодействие с основными оксидами

SO 2 + CaO = CaSO 3

ЗАДАНИЯ ДЛЯ ЗАКРЕПЛЕНИЯ

Задание №1. Закончите уравнения химических реакций, составьте электронный баланс, укажите процессы окисления и восстановления, окислитель и восстановитель:

Задание №2. Осуществите превращения по схемам:

1) S → H 2 S → SO 2 → Na 2 SO 3 → BaSO 3 → SO 2

2) SO 2 + Br 2 , H 2 O →А → Na 2 SO 4 → BaSO 4

3) FeS 2 → SO 2 ­→Na 2 SO 3 +HCl → A + O 2 → B → H 2 SO 4

4) SO 2 +KMnO 4 , H 2 O → A + BaCl 2 → B

5) SO 2 → S → K 2 S → H 2 S → PbS → SO 2

6) H 2 SO 3 +I 2 → A +Cu → B +NaOH → C

7) K 2 SO 3 → SO 2 → MgSO 3 → SO 2 → KHSO 3 → SO 2

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