Оксид серы (IV); Оксид серы (VI). Химия 9 класс

 

Оксиды серы

 

SO2  (сернистый ангидрид; сернистый газ) Физические свойства  Бесцветный газ с резким запахом; хорошо растворим в воде (в 1 объёме H2O растворяется 40 объёмов 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 + H2O  ↔  H2SO3 Сернистая кислота диссоциирует ступенчато: H2SO3 ↔ H+ + 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 ↑+ H2O        2H+  +  SO32- → SO2 ↑+ H2O  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

Оксид серы (VI).  Оксид серы (VI), ангидрид серной кислоты Оксид серы (VI) –  это кислотный оксид. При обычных условиях – бесцветная ядовитая жидкость. На воздухе «дымит», сильно поглощает влагу. Способы получения. Оксид серы (VI) получают каталитическим окислением оксида серы (IV) кислородом. 2SO2    +   O2    ↔   2SO3 Сернистый газ окисляют и другие окислители, например, озон или оксид азота (IV): SO2    +   O3  →   SO3   +   O2 SO2   +   NO2  →   SO3   +   NO Еще один способ получения оксида серы (VI) – разложение сульфата железа (III): Fe2(SO4)3    →   Fe2O3   +   3SO3 Химические свойства оксида серы (VI)  1. Оксид серы (VI) активно поглощает влагу и реагирует с водой с образованием серной кислоты: SO3  +   H2O  →  H2SO4   2. Серный ангидрид является типичным кислотным оксидом, взаимодействует с щелочами и основными оксидами. Например, оксид серы (VI) взаимодействует с гидроксидом натрия. При этом образуются средние или кислые соли: SO3  +  2NaOH(избыток)  →   Na2SO4   +   H2O SO3   +   NaOH(избыток)  → NaHSO4 Еще пример: оксид серы (VI) взаимодействует с оксидом оксидом (при сплавлении): SO3  +  MgO   →  MgSO4   3. Серный ангидрид – очень сильный окислитель, так как сера в нем имеет максимальную степень окисления (+6). Он энергично взаимодействует с такими восстановителями, как йодид калия, сероводород или фосфор: SO3    +   2KI   →   I2    +   K2SO3 3SO3   +   H2S   →   4SO2     +    H2O 5SO3    +    2P   →    P2O5    +     5SO2   4. Растворяется в концентрированной серной кислоте, образуя олеум – раствор SO3 в H2SO4.

 

 

 

Понятие о скорости химической реакции. химия 9 класс

 

Понятие о скорости химической реакции. Понятие о гомогенных и гетерогенных реакциях

Скорость — это отношение изменения какой-либо величины к промежутку времени, за которое это изменение произошло. Химические реакции протекают с разными скоростями. Одни практически мгновенно, например смесь водорода с кислородом (гремучая смесь) взрывается за доли секунды. Быстро протекает реакция нейтрализации, т. е. взаимодействие растворов кислоты со щёлочью (основанием):

2Н₂ + O₂ = 2Н₂O
H₂SO₄ + 2NaOH = Na₂SO₄ + 2Н₂O

Другие реакции протекают значительно медленнее, например брожение глюкозы или коррозия металлов:

C₆H₁₂O₆ —> 2С₂Н₅ОН + 2СO₂
4Fe + 6Н₂O + 3O₂ = 4Fe(OH)₃

Что же понимается под скоростью химической реакции? Предположим, некоторое взаимодействие протекает по схеме А + В = АВ. В ходе реакции вещества А и В расходуются, превращаясь в новое вещество АВ. Изменение количества веществ, участвующих в химической реакции, характеризует такая величина, как концентрация.

Концентрация — количество вещества в единице объёма; её измеряют в моль/л.

В ходе реакции концентрация исходных веществ (реагентов) уменьшается, а концентрация продукта реакции увеличивается. Изменение концентраций во времени и характеризует скорость химической реакции.

Скорость химической реакции — отношение изменения концентрации реагента ко времени, за которое это изменение произошло.

Математически эту закономерность можно выразить следующей формулой:

Если в приведённой формуле С₁ и С₂ — это начальная и конечная концентрации одного из реагентов, то разность С₂ – С₁ имеет отрицательное значение, ведь С₂ < С₁. При этом промежуток времени, за которое произошло изменение концентраций (t₂ – t₁) — величина положительная. В этом случае скорость реакции получается отрицательной. Чтобы этого не допустить, перед дробью нужно поставить знак «минус». Если же C₁ и С₂ — это начальная и конечная концентрации продукта реакции, знак «минус» перед дробью не требуется, ведь ΔС > 0.

Размерность скорости реакции легко определить: концентрация измеряется в моль/л, время — в секундах, следовательно, единицей скорости реакции является 1 моль/(л • с).

Управление скоростью химической реакции имеет большое значение. Увеличение скорости реакции позволяет получить больше продуктов реакций: стали, пластмасс, химических удобрений, лекарств, топлива и др. Замедление скорости реакции позволяет уменьшать потери металла от коррозии, дольше сохранять продукты питания и т. д.

Рассмотрим, какие факторы влияют на скорость химической реакции.

✅ 1. Природа (состав и строение) реагирующих веществ. Реакции между органическими веществами протекают медленнее подобных реакций между неорганическими веществами. По-разному взаимодействуют галогены с водородом: фтор — со взрывом, хлор — со взрывом лишь при нагревании, бром — без взрыва, а реакция водорода с йодом является эндотермической и протекает медленно. Интенсивность взаимодействия щелочных металлов с водой зависит от их восстановительных свойств, которые усиливаются с увеличением радиуса атома.

✅ 2. Температура. Зависимость скорости химической реакции от температуры была установлена в конце 1884 г. голландским учёным Якобом Хендриком Вант-Гоффом.

При увеличении температуры на каждые десять градусов скорость химической реакции увеличивается в два-четыре раза.

Математическое выражение правила Вант-Гоффа записывают следующим образом:

где υ₂ — скорость реакции при температуре t₂;

υ₁ — скорость реакции при температуре t₁;
t₂ — конечная температура реакции;
t₁ — начальная температура реакции,
γ (греческая буква «гамма») — температурный коэффициент реакции, который соответствует изменению скорости химической реакции (увеличивает или уменьшает её) при изменении температуры на 10 градусов.

✅ 3. Площадь соприкосновения реагирующих веществ. Этот фактор учитывается для гетерогенных реакций. Напомним, что гетерогенными (от греч. heteros — другой) называются реакции, идущие между веществами разного агрегатного состояния, т. е. имеющими поверхность раздела. Например, на поверхности соприкосновения жидкости или газа с твёрдым веществом и т. д.

Понятно, что, чем больше площадь соприкосновения реагирующих веществ, тем выше скорость химической реакции. Чтобы увеличить её, в промышленности используют особый метод, который называется «кипящий слой». Твёрдое вещество измельчают до очень мелких частиц, через которые затем пропускают снизу второй реагент, как правило, в газообразном состоянии. При прохождении этого реагента через слой измельчённого вещества наблюдается эффект, напоминающий кипение. Метод «кипящего слоя» используется при производстве серной кислоты для обжига серного колчедана, при каталитическом крекинге нефтепродуктов.

✅ 4. Концентрация реагирующих веществ. Зависимость была установлена норвежскими учёными Като Максимилианом Гульдбергом и Петером Вааге в 1867 г. и получила название закона действующих масс.

Скорость химической реакции прямо пропорциональна произведению концентраций реагирующих веществ, взятых в степенях, равных их коэффициентам в уравнении реакции.

Математическое выражение закона действующих масс для реакции aА + bВ = dD

 выглядит так: 

где υ — скорость химической реакции, С_А и С_B — концентрации реагентов А и В, а и b — коэффициенты в уравнении реакции, k — коэффициент пропорциональности — константа скорости реакции, которая показывает скорость химической реакции при концентрации реагирующих веществ, равных 1 моль/л.

Например, для второй стадии производства азотной кислоты, которая описывается уравнением 2NO + O₂ = 2NO₂↑, закон действующих масс отражает формула υ = k • C²(NO) • С(O₂)

Если в гетерогенной реакции принимает участие твёрдое вещество, его концентрация не входит в уравнение закона. Например, для реакции между раскалённым оксидом меди(II) и водородом СuО + Н₂ = Сu + Н₂O справедливо следующее выражение: υ = k • С(Н₂)

Это означает, что внесение дополнительного количества твёрдого вещества (оксида меди(II)) не оказывает влияния на скорость реакции.

✅ 5. Катализатор. Напомним, что катализаторами (от греч. katalysis — разрушение) называются вещества, изменяющие скорость химической реакции и не входящие в состав продуктов реакции.

Изменение скорости химической реакции с использованием катализатора называется катализом, а такие реакции — каталитическими.

Современную химическую промышленность невозможно представить без использования катализаторов. С их помощью ускоряют химические процессы, чтобы быстрее получить нужные вещества и уничтожить вредные (например, химические отходы). Производство минеральных кислот, аммиака и метанола, уксусной кислоты и полимеров, нефтепереработка и производство лекарственных препаратов — около 90 % всех химических производств основано на применении катализаторов.

С помощью катализаторов удаётся повысить производительность химических процессов и уменьшить себестоимость продукции. Катализаторы также позволяют сделать производство экологически более безопасным, т. е. уменьшить загрязнение окружающей среды вредными выбросами.

Катализаторы вошли в жизнь человека, когда он стал использовать процессы брожения для получения уксуса из виноградного сока, варить сыр и выпекать хлеб. Ведь все эти процессы протекают в присутствии биологических катализаторов, или ферментов (от лат. fermentum — закваска). Их также называют энзимами.

Ферменты, или энзимы, — это биологические катализаторы белковой природы.

Ферменты содержатся во всех живых клетках. Они направляют, регулируют и многократно ускоряют биологические процессы, играя тем самым важную роль в обмене веществ и энергии.

Область применения биологических катализаторов шире, чем неорганических: ежегодный рост их производства в мире составляет 15%, а неорганических — всего 3%. Ферменты «трудятся» в медицине, сельском хозяйстве, пищевой промышленности, защищают окружающую среду, помогают в быту. Например, использование стирального порошка с ферментами — залог успешной стирки. Зная, что ферменты имеют белковую природу и под действием высокой температуры способны денатурировать, вы понимаете, насколько важно следовать инструкции по применению таких порошков.

Обратное влияние на скорость химической реакции оказывают ингибиторы (от лат. inhibere — сдерживать, останавливать) — вещества, подавляющие или задерживающие течение физиологических и физико-химических (главным образом, ферментативных) процессов. Такие вещества важны, как и катализаторы: ингибиторы коррозии, например, помогают сохранить металлы от разрушения.

 

Стр. 15 учебника ответы на вопросы, решение задачи 4.

Д/з параграф 3 читать задача 4 письменно