Obtention de sulfure d'hydrogène. Production de dioxyde de soufre par combustion de soufre, de sulfure d'hydrogène et d'autres types de matières premières Sulfure d'hydrogène dioxyde de soufre

Almurzinova Zavrish Bisembaevna , professeur de biologie et de chimie MBOU « École secondaire de base State Farm du district d'Adamovsky, région d'Orenbourg.

Matière - chimie, année - 9.

Complexe pédagogique : « Chimie inorganique », auteurs : G.E. Rudzitis, F.G. Feldman, Moscou, « Lumières », 2014.

Niveau de formation – basique.

Sujet : "Sulfure d'hydrogène. Sulfures. Le dioxyde de soufre. Acide sulfureux et ses sels. Nombre d'heures sur le sujet – 1.

Leçon n°4 dans le système de cours sur le sujet« Oxygène et soufre ».

Cible : À partir de la connaissance de la structure du sulfure d'hydrogène et des oxydes de soufre, considérer leurs propriétés et leur production, initier les élèves aux méthodes de reconnaissance des sulfures et des sulfites.

Tâches:

1. Éducatif – étudier les caractéristiques structurelles et les propriétés des composés soufrés (II) Et(IV); se familiariser avec les réactions qualitatives aux ions sulfure et sulfite.

2. Développement – développer les compétences des étudiants à mener des expériences, à observer les résultats, à analyser et à tirer des conclusions.

3. Éducatif – développer l'intérêt pour ce qui est étudié, inculquer des compétences en relation avec la nature.

Résultats prévus : être capable de décrire les propriétés physiques et chimiques du sulfure d'hydrogène, de l'acide sulfure d'hydrogène et de ses sels ; connaître les méthodes de production de dioxyde de soufre et d'acide sulfureux, expliquer les propriétés des composés soufrés(II) et (IV) basés sur des idées sur les processus redox ; avoir une idée de l'effet du dioxyde de soufre sur l'apparition des pluies acides.

Équipement : Sur la table de démonstration : soufre, sulfure de sodium, sulfure de fer, solution de tournesol, solution d'acide sulfurique, solution de nitrate de plomb, chlore dans un cylindre fermé par un bouchon, un appareil pour produire du sulfure d'hydrogène et tester ses propriétés, de l'oxyde de soufre (VI), compteur d'oxygène, verre de 500 ml, cuillère pour substances brûlantes.

Pendant les cours :

Organisation du temps .

Nous menons une conversation sur la répétition des propriétés du soufre :

1) qu'est-ce qui explique la présence de plusieurs modifications allotropiques du soufre ?

2) qu'arrive-t-il aux molécules : A) lorsque le soufre vaporeux est refroidi. B) lors du stockage à long terme du soufre plastique, c) lorsque des cristaux précipitent à partir d'une solution de soufre dans des solvants organiques, par exemple dans le toluène ?

3) sur quoi est basée la méthode de flottation pour purifier le soufre des impuretés, par exemple du sable de rivière ?

Nous appelons deux étudiants : 1) dessiner des schémas de molécules de diverses modifications allotropiques du soufre et parler de leurs propriétés physiques. 2) composer des équations de réaction caractérisant les propriétés de l'oxygène et les considérer du point de vue de l'oxydo-réduction.

Le reste des élèves résout le problème : quelle est la masse de sulfure de zinc formé lors de la réaction d'un composé de zinc avec du soufre, pris avec une quantité de substance de 2,5 moles ?

Avec les étudiants, nous formulons l'objectif du cours : familiarisez-vous avec les propriétés des composés soufrés aux états d'oxydation -2 et +4.

Nouveau sujet : Les élèves nomment des composés qu'ils connaissent dans lesquels le soufre présente ces états d'oxydation. Formules chimiques, électroniques et développées du sulfure d'hydrogène et de l'oxyde de soufre (IV), acide sulfureux.

Comment obtenir du sulfure d’hydrogène ? Les élèves écrivent l'équation de la réaction du soufre avec l'hydrogène et l'expliquent du point de vue de l'oxydo-réduction. Ensuite, une autre méthode de production de sulfure d'hydrogène est envisagée : la réaction d'échange d'acides avec des sulfures métalliques. Comparons cette méthode avec les méthodes de production d'halogénures d'hydrogène. On note que le degré d'oxydation du soufre dans les réactions d'échange ne change pas.

Quelles sont les propriétés du sulfure d’hydrogène ? Au cours d'une conversation, nous découvrons les propriétés physiques et notons l'effet physiologique. Nous déterminons les propriétés chimiques en expérimentant la combustion du sulfure d’hydrogène dans l’air dans diverses conditions. Que peut-on former comme produits de réaction ? Nous considérons les réactions du point de vue de l'oxydo-réduction :

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

2H 2 S+O 2 =2H 2 O+2S

Nous attirons l'attention des étudiants sur le fait qu'avec une combustion complète, une oxydation plus complète se produit (S -2 - 6 e - = S +4 ) que dans le deuxième cas (S -2 - 2 e - = S 0 ).

Nous discutons de la manière dont le processus se déroulera si le chlore est utilisé comme agent oxydant. Nous démontrons l'expérience du mélange de gaz dans deux cylindres dont le haut est pré-rempli de chlore et le bas de sulfure d'hydrogène. Le chlore se décolore et du chlorure d'hydrogène se forme. Le soufre se dépose sur les parois du cylindre. Après cela, nous examinerons l'essence de la réaction de décomposition du sulfure d'hydrogène et amènerons les étudiants à la conclusion sur la nature acide du sulfure d'hydrogène, en la confirmant par l'expérience avec le tournesol. Ensuite, nous effectuons une réaction qualitative à l'ion sulfure et composons l'équation de réaction :

N / A 2 S+Pb(NON 3 ) 2 =2NaNO 3 +PbS ↓

Avec les étudiants, nous formulons la conclusion : le sulfure d'hydrogène n'est qu'un agent réducteur dans les réactions redox, il est de nature acide et sa solution dans l'eau est un acide.

S 0 →S -2 ; S -2 →S 0 ; S 0 →S +4 ; S -2 →S +4 ; S 0 →H 2 S -2 → S +4 À PROPOS 2.

Nous amenons les étudiants à la conclusion qu'il existe un lien génétique entre les composés soufrés et entamons une conversation sur les composés.S +4 . Nous démontrons des expériences : 1) obtention d'oxyde de soufre (IV), 2) décoloration de la solution de fuchsine, 3) dissolution de l'oxyde de soufre (IV) dans l'eau, 4) détection d'acide. Nous composons des équations de réaction pour les expériences réalisées et analysons l'essence des réactions :

2SÀ PROPOS 2 + À PROPOS 2 =2SÀ PROPOS 3 ; SÀ PROPOS 2 +2H 2 S=3S+2H 2 À PROPOS.

L'acide sulfureux est un composé instable qui se décompose facilement en oxyde de soufre (IV) et l'eau, il n'existe donc que dans des solutions aqueuses. Cet acide est de force moyenne. Il forme deux rangées de sels : ceux du milieu sont des sulfites (SÀ PROPOS 3 -2 ), acide – hydrosulfites (H.S.À PROPOS 3 -1 ).

Nous démontrons notre expérience : détermination qualitative des sulfites, interaction des sulfites avec un acide fort, qui libère du gazSÀ PROPOS 2 odeur âcre:

À 2 SÀ PROPOS 3 +N 2 SÀ PROPOS 4 → K 2 SÀ PROPOS 4 +N 2 O +SÀ PROPOS 2

Consolidation. Travailler sur deux options pour élaborer des schémas d'application : 1 option pour le sulfure d'hydrogène, la deuxième option pour l'oxyde de soufre (IV)

Réflexion . Résumons le travail :

De quelles connexions avons-nous parlé aujourd’hui ?

Quelles propriétés présentent les composés soufrés ?II) Et (IV).

Nommer les domaines d'application de ces composés

VII. Devoir : §11,12, exercices 3-5 (p.34)

, , 21 , , ,
, 25-26 , 27-28 , , 30, , , , , , , , , , , , /2003;
, , , , , , , , , , , , , /2004

§8.1. Réactions redox

RECHERCHE EN LABORATOIRE
(continuation)

2. L'ozone est un agent oxydant.

L'ozone est la substance la plus importante pour la nature et l'homme.

L'ozone crée une ozonosphère autour de la Terre à une altitude de 10 à 50 km avec une teneur maximale en ozone à une altitude de 20 à 25 km. Situé dans les couches supérieures de l'atmosphère, l'ozone ne permet pas à la plupart des rayons ultraviolets du soleil, qui ont un effet néfaste sur les humains, les animaux et les plantes, d'atteindre la surface de la Terre. Ces dernières années, des zones de l'ozonosphère avec une teneur en ozone considérablement réduite, appelées trous d'ozone, ont été découvertes. On ne sait pas si des trous dans la couche d’ozone se sont déjà formés. Les raisons de leur apparition ne sont pas non plus claires. On suppose que les fréons contenant du chlore provenant des réfrigérateurs et des pots de parfum, sous l'influence du rayonnement ultraviolet du Soleil, libèrent des atomes de chlore qui réagissent avec l'ozone et réduisent ainsi sa concentration dans les couches supérieures de l'atmosphère. Les scientifiques sont extrêmement préoccupés par le danger que représentent les trous d’ozone dans l’atmosphère.
Dans les couches inférieures de l'atmosphère, l'ozone se forme à la suite d'une série de réactions séquentielles entre l'oxygène atmosphérique et les oxydes d'azote émis par les moteurs des voitures mal réglés et les rejets des lignes électriques à haute tension. L'ozone est très nocif pour la respiration : il détruit les tissus des bronches et des poumons. L'ozone est extrêmement toxique (plus puissant que le monoxyde de carbone). La concentration maximale admissible dans l'air est de 10 à 5 %.
Ainsi, l’ozone présent dans les couches supérieures et inférieures de l’atmosphère a des effets opposés sur l’homme et le monde animal.
L'ozone, ainsi que le chlore, sont utilisés pour traiter l'eau afin de décomposer les impuretés organiques et de tuer les bactéries. Cependant, la chloration et l’ozonation de l’eau présentent toutes deux des avantages et des inconvénients. Lorsque l'eau est chlorée, les bactéries sont presque complètement détruites, mais des substances organiques de nature cancérigène nocives pour la santé (favorisent le développement du cancer) se forment - dioxines et composés similaires. Lorsque l'eau est ozonisée, de telles substances ne se forment pas, mais l'ozone ne tue pas toutes les bactéries et, après un certain temps, les bactéries vivantes restantes se multiplient abondamment, absorbant les restes de bactéries tuées, et l'eau devient encore plus contaminée par la flore bactérienne. Par conséquent, l’ozonation de l’eau potable est mieux utilisée lorsqu’elle est utilisée rapidement. L'ozonation de l'eau des piscines est très efficace lorsque l'eau circule en permanence dans l'ozoniseur. L'ozone est également utilisé pour la purification de l'air. C'est l'un des agents oxydants respectueux de l'environnement qui ne laisse pas de produits nocifs issus de sa décomposition.
L'ozone oxyde presque tous les métaux à l'exception des métaux du groupe de l'or et du platine.

Les méthodes chimiques de production d'ozone sont inefficaces ou trop dangereuses. Nous vous conseillons donc de vous procurer de l'ozone mélangé à l'air dans un ozoniseur (effet d'une faible décharge électrique sur l'oxygène) disponible dans le laboratoire de physique de l'école.

L'ozone est le plus souvent obtenu en agissant sur l'oxygène gazeux avec une décharge électrique silencieuse (sans lueur ni étincelles), qui se produit entre les parois des récipients internes et externes de l'ozonateur. L'ozoniseur le plus simple peut être facilement fabriqué à partir de tubes de verre munis de bouchons. Vous comprendrez comment procéder à partir de la Fig. 8.4. L'électrode intérieure est une tige métallique (clou long), l'électrode extérieure est une spirale métallique. L'air peut être soufflé avec une pompe à air d'aquarium ou une poire en caoutchouc provenant d'un flacon pulvérisateur. En figue. 8.4 L'électrode interne est située dans un tube de verre ( Pourquoi pensez-vous?), mais vous pouvez assembler un ozoniseur sans cela. Les bouchons en caoutchouc sont rapidement corrodés par l'ozone.

Il est pratique d'obtenir une haute tension de la bobine d'induction du système d'allumage de la voiture en ouvrant continuellement la connexion à une source basse tension (batterie ou redresseur 12 V).
Le rendement en ozone est de plusieurs pour cent.

L'ozone peut être détecté qualitativement à l'aide d'une solution d'amidon d'iodure de potassium. Une bande de papier filtre peut être trempée dans cette solution, ou la solution peut être ajoutée à de l'eau ozonisée, et de l'air contenant de l'ozone peut passer à travers la solution dans un tube à essai. L'oxygène ne réagit pas avec l'ion iodure.
Équation de réaction :

2I – + O 3 + H 2 O = I 2 + O 2 + 2OH – .

Écrivez les équations des réactions de gain et de perte d’électrons.
Apportez une bande de papier filtre imbibée de cette solution à l'ozoniseur. (Pourquoi une solution d'iodure de potassium devrait-elle contenir de l'amidon ?) Le peroxyde d'hydrogène interfère avec la détermination de l'ozone à l'aide de cette méthode. (Pourquoi?).
Calculez la FEM de la réaction à l'aide des potentiels d'électrode :

3. Propriétés réductrices du sulfure d’hydrogène et des ions sulfure.

Le sulfure d'hydrogène est un gaz incolore à l'odeur d'œuf pourri (certaines protéines contiennent du soufre).
Pour mener des expériences avec le sulfure d'hydrogène, vous pouvez utiliser du sulfure d'hydrogène gazeux, en le faisant passer à travers une solution contenant la substance étudiée, ou ajouter de l'eau sulfurée d'hydrogène pré-préparée aux solutions étudiées (c'est plus pratique). De nombreuses réactions peuvent être réalisées avec une solution de sulfure de sodium (réactions avec l'ion sulfure S 2–).
Travaillez avec du sulfure d'hydrogène uniquement sous courant d'air ! Les mélanges de sulfure d'hydrogène avec l'air brûlent de manière explosive.

Le sulfure d'hydrogène est généralement produit dans un appareil Kipp en faisant réagir 25 % d'acide sulfurique (dilué 1:4) ou 20 % d'acide chlorhydrique (dilué 1:1) sur du sulfure de fer sous forme de morceaux de 1 à 2 cm. Équation de réaction :

FeS (cr.) + 2H + = Fe 2+ + H 2 S (g.).

De petites quantités de sulfure d'hydrogène peuvent être obtenues en plaçant du sulfure de sodium cristallin dans un flacon bouché à travers lequel sont passés une ampoule à brome avec un robinet et un tube de sortie. Verser lentement 5 à 10 % d'acide chlorhydrique de l'entonnoir (pourquoi pas du soufre ?), le flacon est constamment secoué pour éviter l'accumulation locale d'acide n'ayant pas réagi. Si cela n'est pas fait, un mélange inattendu des composants peut entraîner une réaction violente, l'expulsion du bouchon et la destruction du flacon.
Un flux uniforme de sulfure d'hydrogène est obtenu en chauffant des composés organiques riches en hydrogène, comme la paraffine, avec du soufre (1 partie de paraffine pour 1 partie de soufre, 300°C).
Pour obtenir de l'eau sulfurée d'hydrogène, le sulfure d'hydrogène est passé dans de l'eau distillée (ou bouillie). Environ trois volumes de sulfure d’hydrogène gazeux se dissolvent dans un volume d’eau. Lorsqu'elle reste dans l'air, l'eau sulfurée d'hydrogène devient progressivement trouble. (Pourquoi?).
Le sulfure d'hydrogène est un agent réducteur puissant : il réduit les halogènes en halogénures d'hydrogène et l'acide sulfurique en dioxyde de soufre et en soufre.
Le sulfure d'hydrogène est toxique. La concentration maximale admissible dans l'air est de 0,01 mg/l. Même à faible concentration, le sulfure d'hydrogène irrite les yeux et les voies respiratoires et provoque des maux de tête. Des concentrations supérieures à 0,5 mg/l mettent la vie en danger. À des concentrations plus élevées, le système nerveux est affecté. L'inhalation de sulfure d'hydrogène peut provoquer un arrêt cardiaque et respiratoire. Parfois, le sulfure d'hydrogène s'accumule dans les grottes et les puits d'égout, et une personne piégée là-bas perd instantanément connaissance et meurt.
Dans le même temps, les bains d'hydrogène sulfuré ont un effet cicatrisant sur le corps humain.

3a. Réaction du sulfure d'hydrogène avec le peroxyde d'hydrogène.

Étudiez l’effet de la solution de peroxyde d’hydrogène sur l’eau sulfurée d’hydrogène ou la solution de sulfure de sodium.
Sur la base des résultats des expériences, composez des équations de réaction. Calculez la FEM de la réaction et tirez une conclusion sur la possibilité de son passage.

3b. Réaction du sulfure d'hydrogène avec l'acide sulfurique.

Versez goutte à goutte de l'acide sulfurique concentré dans un tube à essai avec 2 à 3 ml d'eau sulfurée d'hydrogène (ou une solution de sulfure de sodium). (soigneusement!) jusqu'à ce que la turbidité apparaisse. Quelle est cette substance ? Quels autres produits pourraient être produits dans cette réaction ?
Écrivez les équations de réaction. Calculez la FEM de la réaction à l'aide des potentiels d'électrode :

4. Dioxyde de soufre et ion sulfite.

Le dioxyde de soufre, dioxyde de soufre, est le polluant atmosphérique le plus important émis par les moteurs d'automobiles lors de l'utilisation d'essence mal purifiée et par les fours dans lesquels sont brûlés du charbon, de la tourbe ou du fioul contenant du soufre. Chaque année, des millions de tonnes de dioxyde de soufre sont rejetées dans l’atmosphère en raison de la combustion du charbon et du pétrole.
Le dioxyde de soufre est présent naturellement dans les gaz volcaniques. Le dioxyde de soufre est oxydé par l'oxygène atmosphérique en trioxyde de soufre qui, en absorbant l'eau (vapeur), se transforme en acide sulfurique. Les pluies acides détruisent les parties en ciment des bâtiments, les monuments architecturaux et les sculptures taillées dans la pierre. Les pluies acides ralentissent la croissance des plantes, voire entraînent leur mort, et tuent les organismes vivants dans les plans d'eau. De telles pluies éliminent les engrais phosphorés, peu solubles dans l'eau, des terres arables, qui, lorsqu'ils sont rejetés dans les plans d'eau, entraînent une prolifération rapide d'algues et un envahissement rapide des étangs et des rivières.
Le dioxyde de soufre est un gaz incolore à l'odeur âcre. Le dioxyde de soufre doit être obtenu et travaillé sous pression.

Le dioxyde de soufre peut être obtenu en plaçant 5 à 10 g de sulfite de sodium dans un flacon fermé par un bouchon muni d'un tube de sortie et d'un entonnoir compte-gouttes. À partir d'une ampoule à brome avec 10 ml d'acide sulfurique concentré (extrême prudence !) versez-le goutte à goutte sur les cristaux de sulfite de sodium. Au lieu du sulfite de sodium cristallin, vous pouvez utiliser sa solution saturée.
Le dioxyde de soufre peut également être produit par la réaction entre le cuivre métallique et l'acide sulfurique. Dans un ballon muni d'un bouchon avec tube de sortie de gaz et d'une ampoule à brome, déposer des copeaux ou des morceaux de fil de cuivre et verser un peu d'acide sulfurique par l'ampoule à goutte (on prélève environ 6 ml d'acide sulfurique concentré pour 10 g de cuivre). Pour démarrer la réaction, réchauffez légèrement le ballon. Après cela, ajoutez l'acide goutte à goutte. Écrivez les équations d’acceptation et de perte d’électrons ainsi que l’équation totale.
Les propriétés du dioxyde de soufre peuvent être étudiées en faisant passer le gaz dans une solution réactive, ou sous forme de solution aqueuse (acide sulfureux). Les mêmes résultats sont obtenus en utilisant des solutions acidifiées de sulfites de sodium Na 2 SO 3 et de sulfites de potassium K 2 SO 3. Jusqu'à quarante volumes de dioxyde de soufre sont dissous dans un volume d'eau (une solution d'environ 6 % est obtenue).
Le dioxyde de soufre est toxique. En cas d'intoxication légère, une toux commence, un nez qui coule, des larmes apparaissent et des vertiges commencent. L'augmentation de la dose entraîne un arrêt respiratoire.

4a. Interaction de l'acide sulfureux avec le peroxyde d'hydrogène.

Prédire les produits de réaction de l’acide sulfureux et du peroxyde d’hydrogène. Testez votre hypothèse avec l’expérience.
Ajoutez la même quantité de solution de peroxyde d’hydrogène à 3 % à 2 à 3 ml d’acide sulfureux. Comment prouver la formation des produits de réaction attendus ?
Répétez la même expérience avec des solutions acidifiées et alcalines de sulfite de sodium.
Écrivez les équations de réaction et calculez la force électromotrice du processus.
Sélectionnez les potentiels d'électrode dont vous avez besoin :

4b. Réaction entre le dioxyde de soufre et le sulfure d'hydrogène.

Cette réaction a lieu entre le SO 2 gazeux et le H 2 S et sert à produire du soufre. La réaction est également intéressante car les deux polluants atmosphériques se détruisent mutuellement. Cette réaction a-t-elle lieu entre des solutions de sulfure d'hydrogène et de dioxyde de soufre ? Répondez à cette question avec expérience.
Sélectionnez les potentiels des électrodes pour déterminer si une réaction peut se produire en solution :

Essayez d'effectuer un calcul thermodynamique de la possibilité de réactions. Les caractéristiques thermodynamiques des substances permettant de déterminer la possibilité d'une réaction entre substances gazeuses sont les suivantes :

Dans quel état de substances - gazeux ou en solution - les réactions sont-elles les plus préférables ?

Propriétés chimiques

Propriétés physiques

Dans des conditions normales, le sulfure d’hydrogène est un gaz incolore avec une forte odeur caractéristique d’œufs pourris. T pl = -86 °C, T kip = -60 °C, peu soluble dans l'eau, à 20 °C 2,58 ml de H 2 S se dissout dans 100 g d'eau. Très toxique, en cas d'inhalation, provoque une paralysie pouvant être mortelle. Dans la nature, il est libéré sous forme de gaz volcaniques et se forme lors de la décomposition des organismes végétaux et animaux. Il est très soluble dans l’eau ; une fois dissous, il forme un acide sulfure faible.

En solution aqueuse, le sulfure d'hydrogène a les propriétés d'un acide dibasique faible :

H 2 S = HS - + H + ;

HS - = S 2- + H + .

Le sulfure d'hydrogène brûle dans l'air flamme bleue. Avec un accès à l'air limité, du soufre libre se forme :

2H 2 S + O 2 = 2H 2 O + 2S.

Avec un apport d'air excessif, la combustion du sulfure d'hydrogène conduit à la formation d'oxyde de soufre (IV) :

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

Le sulfure d'hydrogène a des propriétés réductrices. Selon les conditions, le sulfure d'hydrogène peut être oxydé en solution aqueuse en soufre, dioxyde de soufre et acide sulfurique.

Par exemple, il décolore l’eau bromée :

H 2 S + Br 2 = 2HBr + S.

interagit avec l'eau chlorée :

H 2 S + 4Cl 2 + 4H 2 O = H 2 SO 4 + 8HCl.

Un flux de sulfure d'hydrogène peut être enflammé à l'aide de dioxyde de plomb, car la réaction s'accompagne d'un dégagement de chaleur important :

3PbO 2 + 4H 2 S = 3PbS + SO 2 + 4H 2 O.

Interaction du sulfure d'hydrogène avec le dioxyde de soufre utilisé pour obtenir du soufre à partir des gaz résiduaires de la production d'acide métallurgique et sulfurique :

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

La formation de soufre natif lors des processus volcaniques est associée à ce processus.

Lorsque le dioxyde de soufre et le sulfure d'hydrogène traversent simultanément une solution alcaline, du thiosulfate se forme :

4SO 2 + 2H 2 S + 6NaOH = 3Na 2 S 2 O 3 + 5H 2 O.

Réaction de l'acide chlorhydrique dilué avec le sulfure de fer (II)

FeS + 2HCl = FeCl 2 + H 2 S

Réaction du sulfure d'aluminium avec l'eau froide

Al 2 S 3 + 6H 2 O = 2Al(OH) 3 + 3H 2 S

Synthèse directe à partir d'éléments se produit lorsque l'hydrogène passe sur du soufre fondu :

H2 + S = H2S.

Chauffer un mélange de paraffine et de soufre.

1.9. Acide sulfuré d'hydrogène et ses sels

L'acide sulfurique d'hydrogène possède toutes les propriétés des acides faibles. Il réagit avec les métaux, les oxydes métalliques, les bases.

En tant qu'acide dibasique, il forme deux types de sels : sulfures et hydrosulfures . Les hydrosulfures sont très solubles dans l'eau, les sulfures de métaux alcalins et alcalino-terreux également, et les sulfures de métaux lourds sont pratiquement insolubles.

Les sulfures de métaux alcalins et alcalino-terreux ne sont pas colorés, les autres ont une couleur caractéristique, par exemple les sulfures de cuivre (II), de nickel et de plomb - noir, cadmium, indium, étain - jaune, antimoine - orange.

Les sulfures de métaux alcalins ioniques M 2 S ont une structure de type fluorite, où chaque atome de soufre est entouré d'un cube de 8 atomes de métal et chaque atome de métal est entouré d'un tétraèdre de 4 atomes de soufre. Les sulfures de type MS sont caractéristiques des métaux alcalino-terreux et ont une structure de type chlorure de sodium, où chaque atome de métal et de soufre est entouré d'un octaèdre d'atomes d'un type différent. À mesure que la nature covalente de la liaison métal-soufre augmente, des structures avec des numéros de coordination inférieurs apparaissent.

Les sulfures de métaux non ferreux se trouvent dans la nature sous forme de minéraux et de minerais et servent de matières premières pour la production de métaux.

Professeur de chimie

Continuation. Voir dans le n° 22/2005 ; 1, 2, 3, 5, 6, 8, 9, 11, 13, 15, 16, 18, 22/2006 ;
3, 4, 7, 10, 11, 21/2007;
2, 7, 11, 18, 19, 21/2008;
1, 3, 10/2009

LEÇON 30

10e année (première année d'études)

Soufre et ses composés

1. Position dans le tableau de D.I. Mendeleïev, structure de l'atome.

2. Origine du nom.

3. Propriétés physiques.

4. Propriétés chimiques.

5. Être dans la nature.

6. Méthodes de base d'obtention.

7. Les composés soufrés les plus importants (sulfure d'hydrogène, acide sulfurique et ses sels ; dioxyde de soufre, acide sulfureux et ses sels ; trioxyde de soufre, acide sulfurique et ses sels).

Dans le tableau périodique, le soufre appartient au sous-groupe principal du groupe VI (sous-groupe chalcogène). Formule électronique du soufre 1 s 2 2s 2 p 6 3s 2 p 4, ceci R.-élément. Selon son état, le soufre peut présenter une valence II, IV ou VI :

S : 1 s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 4 3d 0 (valence II),

S* : 1 s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 3 3d 1 (valence IV),

S** : 1 s 2 2s 2 2p 6 3s 1 3p 3 3d 2 (valence VI).

Les états d'oxydation caractéristiques du soufre sont –2, +2, +4, +6 (dans les disulfures contenant une liaison –S – S– pontée (par exemple, FeS 2), l'état d'oxydation du soufre est –1) ; dans les composés, il fait partie des anions, avec plus d'éléments électronégatifs – une partie des cations, par exemple :

Soufre – un élément à haute électronégativité, présente des propriétés non métalliques (acides). Il contient quatre isotopes stables de numéros de masse 32, 33, 34 et 36. Le soufre naturel est composé à 95 % de l'isotope 32 S.

Le nom russe du soufre vient du mot sanskrit cira– jaune clair, couleur du soufre naturel. Nom latin soufre traduit par « poudre inflammable ». 1

STRUCTURES PHYSIQUES

Le soufre forme trois modifications allotropiques: rhombique(-soufre), monoclinique(-soufre) et Plastique, ou caoutchouteux. Le soufre orthorhombique est plus stable dans des conditions normales et le soufre monoclinique est stable au-dessus de 95,5 °C. Ces deux modifications allotropiques ont un réseau cristallin moléculaire construit à partir de molécules de composition S 8 situées dans l'espace en forme de couronne ; les atomes sont reliés par des liaisons covalentes simples. La différence entre le soufre rhombique et monoclinique réside dans le fait que dans le réseau cristallin, les molécules sont emballées différemment.

Si le soufre rhombique ou monoclinique est chauffé jusqu'à son point d'ébullition (444,6 °C) et que le liquide obtenu est versé dans de l'eau froide, il se forme du soufre plastique, dont les propriétés ressemblent à celles du caoutchouc. Le soufre plastique est constitué de longues chaînes en zigzag. Cette modification allotropique est instable et se transforme spontanément en l'une des formes cristallines.

Le soufre rhombique est un solide cristallin jaune ; ne se dissout pas dans l'eau (et n'est pas mouillé), mais est très soluble dans de nombreux solvants organiques (disulfure de carbone, benzène, etc.). Le soufre a une très mauvaise conductivité électrique et thermique. Le point de fusion du soufre orthorhombique est de +112,8 °C ; à une température de 95,5 °C, le soufre orthorhombique devient monoclinique :

Propriétés chimiques

En termes de propriétés chimiques, le soufre est un non-métal actif typique. Dans les réactions, il peut être à la fois un agent oxydant et un agent réducteur.

Métaux (+) :

2Na + S = Na 2 S,

2Al + 3SAl2S3,

Non-métaux (+/–)* :

2P + 3S P2S3 ,

S + Cl 2 = SCl 2,

S + 3F 2 = SF 6,

La réaction S + N 2 ne se produit pas.

H 2 O (–). le soufre n'est pas mouillé par l'eau.

Oxydes basiques (–).

Oxydes acides (–).

Bases (+/–) :

La réaction S + Cu(OH) 2 ne se produit pas.

Acides (pas d'agents oxydants) (–).

Acides oxydants (+) :

S + 2H 2 SO 4 (conc.) = 3SO 2 + 2H 2 O,

S + 2HNO 3 (dilué) = H 2 SO 4 + 2NO,

S + 6HNO 3 (conc.) = H 2 SO 4 + 6NO 2 + 2H 2 O.

Dans la nature, le soufre se présente aussi bien à l'état natif que sous forme de composés dont les plus importants sont la pyrite, également appelée pyrite de fer ou de soufre (FeS 2), la blende de zinc (ZnS), le lustre de plomb (PbS), le gypse. (CaSO 4 2H 2 O), sel de Glauber (Na 2 SO 4 10H 2 O), sel amer (MgSO 4 7H 2 O). De plus, le soufre fait partie du charbon, du pétrole ainsi que de divers organismes vivants (dans le cadre des acides aminés). Dans le corps humain, le soufre est concentré dans les cheveux.

Dans des conditions de laboratoire, le soufre peut être obtenu par réactions redox (ORR), par exemple :

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

2H 2 S + O 2 2S + 2H 2 O.

COMPOSÉS SOUFRÉS IMPORTANTS

Sulfure d'hydrogène (H 2 S) est un gaz incolore avec une odeur suffocante et désagréable d'œufs pourris, toxique (se combine avec l'hémoglobine dans le sang pour former du sulfure de fer). Plus lourd que l'air, légèrement soluble dans l'eau (2,5 volumes d'hydrogène sulfuré dans 1 volume d'eau). Les liaisons dans la molécule sont polaires covalentes, sp 3-hybridation, la molécule a une structure angulaire :

Chimiquement, le sulfure d’hydrogène est très actif. Il est thermiquement instable ; brûle facilement dans une atmosphère d'oxygène ou dans l'air ; facilement oxydé par les halogènes, le dioxyde de soufre ou le chlorure de fer (III); lorsqu'il est chauffé, il interagit avec certains métaux et leurs oxydes, formant des sulfures :

2H 2 S + O 2 2S + 2H 2 O,

2H 2 S + 3O 2 2SO 2 + 2H 2 O,

H 2 S + Br 2 = 2HBr + S,

2H 2 S + SO 2 3S + 2H 2 O,

2FeCl 3 + H 2 S = 2FeCl 2 + S + 2HCl,

H 2 S + Zn ZnS + H 2 ,

H 2 S + CaO CaS + H 2 O.

En laboratoire, le sulfure d'hydrogène est obtenu en traitant des sulfures de fer ou de zinc avec des acides minéraux forts ou par hydrolyse irréversible du sulfure d'aluminium :

ZnS + 2HCl = ZnCl 2 + H 2 S,

Al 2 SO 3 + 6HOH 2Al(OH) 3 + 3H 2 S.

Solution de sulfure d’hydrogène dans l’eau – eau sulfurée d'hydrogène, ou acide sulfure . Un électrolyte faible ne se dissocie pratiquement pas dans la deuxième étape. Comment un acide dibasique forme deux types de sels - sulfures et hydrosulfures:

par exemple, Na 2 S – sulfure de sodium, NaHS – hydrosulfure de sodium.

L'acide sulfure d'hydrogène présente toutes les propriétés générales des acides. De plus, le sulfure d'hydrogène, l'acide sulfurique et ses sels présentent une forte capacité réductrice. Par exemple:

H 2 S + Zn = ZnS + H 2,

H 2 S + CuO = CuS + H 2 O,

Réaction qualitative à l'ion sulfure est une interaction avec des sels de plomb solubles ; Dans ce cas, un précipité noir de sulfure de plomb précipite :

Pb 2+ + S 2– -> PbS,

Pb(NO 3) 2 + Na 2 S = PbS + 2NaNO 3.

Oxyde de soufre (IV) AINSI 2 – dioxyde de soufre, dioxyde de soufre - un gaz incolore à odeur âcre, toxique. Oxyde acide. Les liaisons dans la molécule sont polaires covalentes, sp 2-hybridation. Plus lourd que l'air, très soluble dans l'eau (dans un volume d'eau - jusqu'à 80 volumes de SO 2), se forme lorsqu'il est dissous acide sulfureux , existant uniquement en solution :

H 2 O + SO 2 H 2 SO 3 .

En termes de propriétés acido-basiques, le dioxyde de soufre présente les propriétés d'un oxyde d'acide typique ; l'acide sulfureux présente également toutes les propriétés typiques des acides :

SO 2 + CaO CaSO 3,

H 2 SO 3 + Zn = ZnSO 3 + H 2,

H 2 SO 3 + CaO = CaSO 3 + H 2 O.

En termes de propriétés rédox, le dioxyde de soufre, l'acide sulfureux et les sulfites peuvent présenter une dualité rédox (avec une prédominance de propriétés réductrices). Avec des agents réducteurs plus puissants, les composés soufrés (IV) se comportent comme des agents oxydants :

Avec des agents oxydants plus forts, ils présentent des propriétés réductrices :

DANS industrie le dioxyde de soufre est obtenu :

Lors de la combustion du soufre :

Grillage de pyrite et autres sulfures :

4FeS 2 + 11O 2 2Fe 2 O 3 + 8SO 2,

2ZnS + 3O 2 2ZnO + 2SO 2 .

À méthodes de laboratoire les reçus comprennent :

L'effet des acides forts sur les sulfites :

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

Interaction de l'acide sulfurique concentré avec les métaux lourds :

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

Réactions qualitatives à l'ion sulfite– décoloration de « l’eau iodée » ou action d’acides minéraux forts :

Na 2 SO 3 + I 2 + 2NaOH = 2NaI + Na 2 SO 4 + H 2 O,

Ca 2 SO 3 + 2HCl = CaCl 2 + H 2 O + SO 2.

Oxyde de soufre (VI) SỐ 3 - trioxyde de soufre ou anhydride sulfurique , est un liquide incolore qui, à des températures inférieures à 17°C, se transforme en une masse cristalline blanche. Toxique. Existe sous forme de polymères (les molécules monomères n'existent qu'en phase gazeuse), les liaisons dans la molécule sont polaires covalentes, sp 2-hybridation. Hygroscopique, thermiquement instable. Réagit avec l'eau avec un fort effet exo. Réagit avec l'acide sulfurique anhydre pour former oléum. Formé par l'oxydation du dioxyde de soufre :

SO 3 + H 2 O = H 2 SO 4 + Q,

n n SỐ 3.

Selon ses propriétés acido-basiques, c'est un oxyde d'acide typique :

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

SO 3 + CaO = CaSO 4,

En termes de propriétés rédox, il agit comme un agent oxydant puissant, généralement réduit en SO 2 ou en sulfites :

Sous sa forme pure, il n'a aucune valeur pratique ; c'est un produit intermédiaire dans la production d'acide sulfurique.

Acide sulfurique – liquide huileux lourd sans couleur ni odeur. Très soluble dans l'eau (avec un grand effet exo). Hygroscopique, toxique, provoque de graves brûlures cutanées. Est un électrolyte puissant. L'acide sulfurique forme deux types de sels : sulfates Et hydrosulfates, qui présentent toutes les propriétés générales des sels. Les sulfates de métaux actifs sont thermiquement stables et les sulfates d'autres métaux se décomposent même avec un léger chauffage :

Na 2 SO 4 ne se décompose pas,

ZnSO 4 ZnO + SO 3,

4FeSO 4 2Fe 2 O 3 + 4SO 2 + O 2,

Ag 2 SO 4 2Ag + SO 2 + O 2,

HgSO 4 Hg + SO 2 + O 2.

Une solution avec une fraction massique d'acide sulfurique inférieure à 70 % est généralement considérée comme diluée ; au-dessus de 70 % – concentré ; une solution de SO 3 dans l'acide sulfurique anhydre est appelée oléum (la concentration de trioxyde de soufre dans l'oléum peut atteindre 65 %).

Dilué l'acide sulfurique présente toutes les propriétés caractéristiques des acides forts :

H 2 SO 4 2H + + SO 4 2– ,

H 2 SO 4 + Zn = ZnSO 4 + H 2,

La réaction H 2 SO 4 (dilué) + Cu ne se produit pas,

H 2 SO 4 + CaO = CaSO 4 + H 2 O,

CaCO 3 + H 2 SO 4 = CaSO 4 + H 2 O + CO 2.

Concentré l'acide sulfurique est un agent oxydant puissant, surtout lorsqu'il est chauffé. Il oxyde de nombreux métaux, non-métaux et certaines substances organiques. Les métaux du groupe du fer, de l'or et du platine ne s'oxydent pas sous l'influence de l'acide sulfurique concentré (cependant, le fer se dissout bien lorsqu'il est chauffé dans de l'acide sulfurique moyennement concentré avec une fraction massique de 70 %). Lorsque l'acide sulfurique concentré réagit avec d'autres métaux, des sulfates et des produits de réduction de l'acide sulfurique se forment.

2H 2 SO 4 (conc.) + Cu = CuSO 4 + SO 2 + 2H 2 O,

5H 2 SO 4 (conc.) + 8Na = 4Na 2 SO 4 + H 2 S + 4H 2 O,

H 2 SO 4 (conc.) passive Fe, Al.

Lors de l'interaction avec des non-métaux, l'acide sulfurique concentré est réduit en SO 2 :

5H 2 SO 4 (conc.) + 2P = 2H 3 PO 4 + 5SO 2 + 2H 2 O,

2H 2 SO 4 (conc.) + C = 2H 2 O + CO 2 + 2SO 2.

Mode de réception par contact acide sulfurique se compose de trois étapes :

1) cuisson de pyrite :

4FeS 2 + 11O 2 2Fe 2 O 3 + 8SO 2 ;

2) oxydation du SO 2 en SO 3 en présence d'un catalyseur – oxyde de vanadium :

3) dissolution du SO 3 dans l'acide sulfurique pour obtenir de l'oléum :

SO 3 + H 2 O = H 2 SO 4 + Q,

n SO 3 + H 2 SO 4 (conc.) = H 2 SO 4 n SỐ 3.

Réaction qualitative à l'ion sulfate– interaction avec le cation baryum, entraînant la précipitation d'un précipité blanc, BaSO 4 .

Ba 2+ + SO 4 2– -> BaSO 4,

BaCl 2 + Na 2 SO 4 = BaSO 4 + 2NaCl.

Test sur le thème « Soufre et ses composés »

1. Le soufre et l'oxygène sont :

a) bons conducteurs de l'électricité ;

b) appartiennent au sous-groupe des chalcogènes ;

c) hautement soluble dans l'eau ;

d) avoir des modifications allotropiques.

2. À la suite de la réaction de l'acide sulfurique avec le cuivre, vous pouvez obtenir :

a) l'hydrogène ; b) du soufre ;

c) dioxyde de soufre ; d) sulfure d'hydrogène.

3. Le sulfure d'hydrogène est :

a) gaz toxique ;

b) agent oxydant puissant ;

c) agent réducteur typique ;

d) l'un des allotropes du soufre.

4. La fraction massique (en %) d'oxygène dans l'anhydride sulfurique est égale à :

a) 50 ; b) 60 ; c) 40 ; d) 94.

5. L'oxyde de soufre (IV) est un anhydride :

a) acide sulfurique ;

b) acide sulfureux ;

c) acide sulfure d'hydrogène ;

d) acide thiosulfurique.

6. De quel pourcentage la masse d'hydrosulfite de potassium diminuera-t-elle après calcination ?

c) l'hydrosulfite de potassium est thermiquement stable ;

7. Vous pouvez déplacer l'équilibre vers la réaction directe d'oxydation du dioxyde de soufre en anhydride sulfurique :

a) en utilisant un catalyseur ;

b) pression croissante ;

c) réduire la pression ;

d) réduire la concentration d'oxyde de soufre (VI).

8. Lors de la préparation d'une solution d'acide sulfurique, vous devez :

a) verser de l'acide dans l'eau ;

b) verser de l'eau dans l'acide ;

c) l'ordre de perfusion n'a pas d'importance ;

d) l'acide sulfurique ne se dissout pas dans l'eau.

9. Quelle masse (en g) de sulfate de sodium décahydraté faut-il ajouter à 100 ml de solution de sulfate de sodium à 8 % (densité 1,07 g/ml) pour doubler la fraction massique de sel dans la solution ?

une) 100 ; b) 1,07 ; c) 30,5 ; d) 22.4.

10. Pour déterminer l'ion sulfite en analyse qualitative, vous pouvez utiliser :

a) cations de plomb ;

b) « eau iodée » ;

c) solution de permanganate de potassium ;

d) acides minéraux forts.

Clé du test


b, d	V	un, c	b	b	g	b, d	UN	V	b, d

Tâches et exercices sur le soufre et ses composés

Chaîne de transformation

1. Soufre -> sulfure de fer (II) -> sulfure d'hydrogène -> dioxyde de soufre -> trioxyde de soufre > acide sulfurique > oxyde de soufre (IV).

3. Acide sulfurique -> dioxyde de soufre -> soufre -> dioxyde de soufre -> trioxyde de soufre -> acide sulfurique.

4. Dioxyde de soufre -> sulfite de sodium -> hydrosulfite de sodium -> sulfite de sodium -> sulfate de sodium.

5. Pyrite -> dioxyde de soufre -> dioxyde de soufre -> acide sulfurique -> oxyde de soufre (IV) -> sulfite de potassium -> dioxyde de soufre.

6. Pyrite > dioxyde de soufre -> sulfite de sodium -> sulfate de sodium -> sulfate de baryum -> sulfure de baryum.

7. Sulfure de sodium -> A -> B -> C -> D -> sulfate de baryum (toutes les substances contiennent du soufre ; les première, deuxième et quatrième réactions sont ORR).

Niveau A

1. 6,5 litres d'hydrogène sulfuré ont été passés dans une solution contenant 5 g de soude. Déterminez la composition de la solution obtenue.

Répondre. 7 g NaHS, 5,61 g H2S.

2. Quelle masse de sel de Glauber faut-il ajouter à 100 ml d'une solution de sulfate de sodium à 8 % (la densité de la solution est de 1,07 g/ml) pour doubler la fraction massique de la substance dans la solution ?

Répondre. 30,5 g Na 2 SO 4 10H 2 O.

3. A 40 g d'une solution d'acide sulfurique à 12 %, on ajoute 4 g d'anhydride sulfurique. Calculez la fraction massique de la substance dans la solution résultante.

Répondre. 22%H2SO4.

4. Un mélange de sulfure de fer (II) et de pyrite, pesant 20,8 g, a été soumis à une cuisson prolongée, entraînant la formation de 6,72 litres de produit gazeux (o.s.). Déterminer la masse du résidu solide formé lors de la cuisson.

Répondre. 16 g Fe2O3.

5. Il existe un mélange d'oxyde de cuivre, de carbone et de fer (III) avec un rapport molaire de composants de 4:2:1 (dans l'ordre indiqué). Quel volume d'acide sulfurique à 96 % (densité 1,84 g/ml) est nécessaire pour dissoudre complètement 2,2 g d'un tel mélange lorsqu'il est chauffé ?

Répondre. 4,16 ml de solution H 2 SO 4.

6. Pour oxyder 3,12 g d'hydrosulfite alcalin, il a fallu ajouter 50 ml d'une solution dans laquelle les concentrations molaires en bichromate de sodium et en acide sulfurique sont respectivement de 0,2 mol/l et 0,5 mol/l. Déterminez la composition et la masse du résidu qui sera obtenu lorsque la solution sera évaporée après la réaction.

Répondre. 7,47 g de mélange de sulfates de chrome (3,92 g) et de sodium (3,55 g).

Niveau B

(problèmes sur l'oléum)

1. Quelle masse de trioxyde de soufre faut-il dissoudre dans 100 g d'une solution d'acide sulfurique à 91 % pour obtenir de l'oléum à 30 % ?

Solution

Selon le problème :

m(H 2 SO 4) = 100 0,91 = 91 g,

m(H 2 O) = 100 0,09 = 9 g,

(H 2 O) = 9/18 = 0,5 mol.

Portion de SO3 ajouté ( m 1) réagira avec H 2 O :

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

D'après l'équation de réaction :

(SO 3) = (H 2 O) = 0,5 mol.

m 1 (SO 3) = 0,5 · 80 = 40 g.

Deuxième partie SO 3 ( m 2) sera utilisé pour créer une concentration d’oléum. Exprimons la fraction massique d'oléum :

m 2 (SO 3) = 60 g.

Masse totale de trioxyde de soufre :

m(SO 3) = m 1 (SO 3) + m 2 (SO 3) = 40 + 60 = 100 g.

Répondre. 100 g SO 3.

2. Quelle masse de pyrite faut-il prélever pour obtenir une quantité d'oxyde de soufre (VI) telle qu'en le dissolvant dans 54,95 ml d'une solution d'acide sulfurique à 91 % (densité égale à 1,82 g/cm 3 ), on obtienne 12,5 % d'oléum ? Le rendement en anhydride sulfurique est estimé à 75 %.

Répondre. 60 g FeS2.

3. Pour neutraliser 34,5 g d'oléum, on consomme 74,5 ml d'une solution de potasse à 40 % (densité 1,41 g/ml). Combien de moles d’anhydride sulfurique y a-t-il pour 1 mole d’acide sulfurique dans cet oléum ?

Répondre. 0,5 mole de SO3.

4. En ajoutant de l'oxyde de soufre (VI) à 300 g d'une solution d'acide sulfurique à 82 %, on obtient un oléum avec une fraction massique de trioxyde de soufre de 10 %. Trouver la masse d'anhydride sulfurique utilisée.

Répondre. 300 g de SO3.

5. En ajoutant 400 g de trioxyde de soufre à 720 g d'une solution aqueuse d'acide sulfurique, on a obtenu un oléum avec une fraction massique de 7,14 %. Trouvez la fraction massique d’acide sulfurique dans la solution originale.

Répondre. 90 % H2SO4.

6. Trouvez la masse d'une solution d'acide sulfurique à 64 % si l'ajout de 100 g de trioxyde de soufre à cette solution produit un oléum contenant 20 % de trioxyde de soufre.

Répondre. 44,4 g de solution H 2 SO 4.

7. Quelles masses de trioxyde de soufre et de solution d'acide sulfurique à 91 % faut-il mélanger pour obtenir 1 kg d'oléum à 20 % ?

Répondre. Solution 428,6 g SO 3 et 571,4 g H 2 SO 4.

8. A 400 g d'oléum contenant 20 % de trioxyde de soufre, 100 g d'une solution d'acide sulfurique à 91 % ont été ajoutés. Trouvez la fraction massique d'acide sulfurique dans la solution résultante.

Répondre. 92% H 2 SO 4 dans l'oléum.

9. Trouver la fraction massique d'acide sulfurique dans la solution obtenue en mélangeant 200 g d'oléum à 20 % et 200 g de solution d'acide sulfurique à 10 %.

Répondre. 57,25%H2SO4.

10. Quelle masse de solution d'acide sulfurique à 50 % faut-il ajouter à 400 g d'oléum à 10 % pour obtenir une solution d'acide sulfurique à 80 % ?

Répondre. 296,67 g de solution à 50 % H 2 SO 4.

Répondre. 114,83 g d'oléum.

TÂCHES QUALITATIVES

1. Le gaz incolore A à forte odeur caractéristique est oxydé par l'oxygène en présence d'un catalyseur en composé B, qui est un liquide volatil. La substance B, combinée à la chaux vive, forme le sel C. Identifiez les substances, écrivez les équations de réaction.

Répondre. Substances : A – SO 2, B – SO 3, C – CaSO 4.

2. Lorsqu'une solution de sel A est chauffée, un précipité B se forme. Le même précipité se forme lorsqu'un alcali agit sur une solution de sel A. Lorsqu'un acide agit sur le sel A, du gaz C est libéré, ce qui décolore la solution de permanganate de potassium. . Identifier les substances, écrire des équations de réaction.

Répondre. Substances : A – Ca(HSO 3) 2, B – CaSO 3, C – SO 2.

3. Lorsque le gaz A est oxydé avec de l'acide sulfurique concentré, une substance simple B, une substance complexe C et de l'eau se forment. Les solutions des substances A et C réagissent entre elles pour former un précipité de la substance B. Identifiez les substances, écrivez les équations de réaction.

Répondre. Substances : A – H 2 S, B – S, C – SO 2.

4. Dans la réaction de combinaison de deux oxydes A et B, liquides aux températures ordinaires, il se forme une substance C dont une solution concentrée carbonise le saccharose. Identifier les substances, écrire des équations de réaction.

Répondre. Substances : A – SO 3, B – H 2 O, C – H 2 SO 4.

5. A votre disposition sont du sulfure de fer(II), du sulfure d'aluminium et des solutions aqueuses d'hydroxyde de baryum et de chlorure d'hydrogène. Obtenez sept sels différents à partir de ces substances (sans utiliser l'ORR).

Répondre. Sels : AlCl 3, BaS, FeCl 2, BaCl 2, Ba(OH)Cl, Al(OH)Cl 2, Al(OH) 2 Cl.

6. Lorsque l'acide sulfurique concentré agit sur les bromures, du dioxyde de soufre est libéré et sur les iodures, du sulfure d'hydrogène est libéré. Écrivez les équations de réaction. Expliquez la différence dans la nature des produits dans ces cas.

Répondre. Équations de réaction :

2H 2 SO 4 (conc.) + 2NaBr = SO 2 + Br 2 + Na 2 SO 4 + 2H 2 O,

5H 2 SO 4 (conc.) + 8NaI = H 2 S + 4I 2 + 4Na 2 SO 4 + 4H 2 O.

1 Voir : Lidin R.A."Manuel de chimie générale et inorganique". M. : Éducation, 1997.

* Le signe +/– signifie que cette réaction ne se produit pas avec tous les réactifs ou dans des conditions spécifiques.

À suivre

O.S.ZAYTSEV

LIVRE DE CHIMIE

POUR LES ENSEIGNANTS DU SECONDAIRE,
ÉTUDIANTS DES UNIVERSITÉS PÉDAGOGIQUES ET ÉCOLIERS DE 9 À 10 ANNÉES,
QUI A DÉCIDÉ DE SE CONSACTER À LA CHIMIE ET AUX SCIENCES NATURELLES

MANUEL DE TÂCHES DE LABORATOIRE HISTOIRES SCIENTIFIQUES PRATIQUES À LIRE

Continuation. Voir n° 4-14, 16-28, 30-34, 37-44, 47, 48/2002 ;
1, 2, 3, 4, 5, 6, 7, 8, 9, 10, 12, 13, 14, 15, 16, 17, 18, 19, 20, 21, 22, 23,
24, 25-26, 27-28, 29, 30, 31, 32, 35, 36, 37, 39, 41, 42, 43, 44 , 46, 47/2003;
1, 2, 3, 4, 5, 7, 11, 13, 14, 16, 17, 20, 22, 24/2004

§8.1. Réactions redox

RECHERCHE EN LABORATOIRE
(continuation)

2. L'ozone est un agent oxydant.

L'ozone est la substance la plus importante pour la nature et l'homme.

L'ozone crée une ozonosphère autour de la Terre à une altitude de 10 à 50 km avec une teneur maximale en ozone à une altitude de 20 à 25 km. Situé dans les couches supérieures de l'atmosphère, l'ozone ne permet pas à la plupart des rayons ultraviolets du soleil, qui ont un effet néfaste sur les humains, les animaux et les plantes, d'atteindre la surface de la Terre. Ces dernières années, des zones de l'ozonosphère avec une teneur en ozone considérablement réduite, appelées trous d'ozone, ont été découvertes. On ne sait pas si des trous dans la couche d’ozone se sont déjà formés. Les raisons de leur apparition ne sont pas non plus claires. On suppose que les fréons contenant du chlore provenant des réfrigérateurs et des pots de parfum, sous l'influence du rayonnement ultraviolet du Soleil, libèrent des atomes de chlore qui réagissent avec l'ozone et réduisent ainsi sa concentration dans les couches supérieures de l'atmosphère. Les scientifiques sont extrêmement préoccupés par le danger que représentent les trous d’ozone dans l’atmosphère.
Dans les couches inférieures de l'atmosphère, l'ozone se forme à la suite d'une série de réactions séquentielles entre l'oxygène atmosphérique et les oxydes d'azote émis par les moteurs des voitures mal réglés et les rejets des lignes électriques à haute tension. L'ozone est très nocif pour la respiration : il détruit les tissus des bronches et des poumons. L'ozone est extrêmement toxique (plus puissant que le monoxyde de carbone). La concentration maximale admissible dans l'air est de 10 à 5 %.
Ainsi, l’ozone présent dans les couches supérieures et inférieures de l’atmosphère a des effets opposés sur l’homme et le monde animal.
L'ozone, ainsi que le chlore, sont utilisés pour traiter l'eau afin de décomposer les impuretés organiques et de tuer les bactéries. Cependant, la chloration et l’ozonation de l’eau présentent toutes deux des avantages et des inconvénients. Lorsque l'eau est chlorée, les bactéries sont presque complètement détruites, mais des substances organiques de nature cancérigène nocives pour la santé (favorisent le développement du cancer) se forment - dioxines et composés similaires. Lorsque l'eau est ozonisée, de telles substances ne se forment pas, mais l'ozone ne tue pas toutes les bactéries et, après un certain temps, les bactéries vivantes restantes se multiplient abondamment, absorbant les restes de bactéries tuées, et l'eau devient encore plus contaminée par la flore bactérienne. Par conséquent, l’ozonation de l’eau potable est mieux utilisée lorsqu’elle est utilisée rapidement. L'ozonation de l'eau des piscines est très efficace lorsque l'eau circule en permanence dans l'ozoniseur. L'ozone est également utilisé pour la purification de l'air. C'est l'un des agents oxydants respectueux de l'environnement qui ne laisse pas de produits nocifs issus de sa décomposition.
L'ozone oxyde presque tous les métaux à l'exception des métaux du groupe de l'or et du platine.

L'ozone est le plus souvent obtenu en agissant sur l'oxygène gazeux avec une décharge électrique silencieuse (sans lueur ni étincelles), qui se produit entre les parois des récipients internes et externes de l'ozonateur. L'ozoniseur le plus simple peut être facilement fabriqué à partir de tubes de verre munis de bouchons. Vous comprendrez comment procéder à partir de la Fig. 8.4. L'électrode intérieure est une tige métallique (clou long), l'électrode extérieure est une spirale métallique. L'air peut être soufflé avec une pompe à air d'aquarium ou une poire en caoutchouc provenant d'un flacon pulvérisateur. En figue. 8.4 L'électrode interne est située dans un tube de verre ( Pourquoi pensez-vous?), mais vous pouvez assembler un ozoniseur sans cela. Les bouchons en caoutchouc sont rapidement corrodés par l'ozone.

Il est pratique d'obtenir une haute tension de la bobine d'induction du système d'allumage de la voiture en ouvrant continuellement la connexion à une source basse tension (batterie ou redresseur 12 V).
Le rendement en ozone est de plusieurs pour cent.

2I – + O 3 + H 2 O = I 2 + O 2 + 2OH – .

3. Propriétés réductrices du sulfure d’hydrogène et des ions sulfure.

Le sulfure d'hydrogène est généralement produit dans un appareil Kipp en faisant réagir 25 % d'acide sulfurique (dilué 1:4) ou 20 % d'acide chlorhydrique (dilué 1:1) sur du sulfure de fer sous forme de morceaux de 1 à 2 cm. Équation de réaction :

FeS (cr.) + 2H + = Fe 2+ + H 2 S (g.).

De petites quantités de sulfure d'hydrogène peuvent être obtenues en plaçant du sulfure de sodium cristallin dans un flacon bouché à travers lequel sont passés une ampoule à brome avec un robinet et un tube de sortie. Verser lentement 5 à 10 % d'acide chlorhydrique de l'entonnoir (pourquoi pas du soufre ?), le flacon est constamment secoué pour éviter l'accumulation locale d'acide n'ayant pas réagi. Si cela n'est pas fait, un mélange inattendu des composants peut entraîner une réaction violente, l'expulsion du bouchon et la destruction du flacon.
Un flux uniforme de sulfure d'hydrogène est obtenu en chauffant des composés organiques riches en hydrogène, comme la paraffine, avec du soufre (1 partie de paraffine pour 1 partie de soufre, 300°C).
Pour obtenir de l'eau sulfurée d'hydrogène, le sulfure d'hydrogène est passé dans de l'eau distillée (ou bouillie). Environ trois volumes de sulfure d’hydrogène gazeux se dissolvent dans un volume d’eau. Lorsqu'elle reste dans l'air, l'eau sulfurée d'hydrogène devient progressivement trouble. (Pourquoi?).
Le sulfure d'hydrogène est un agent réducteur puissant : il réduit les halogènes en halogénures d'hydrogène et l'acide sulfurique en dioxyde de soufre et en soufre.
Le sulfure d'hydrogène est toxique. La concentration maximale admissible dans l'air est de 0,01 mg/l. Même à faible concentration, le sulfure d'hydrogène irrite les yeux et les voies respiratoires et provoque des maux de tête. Des concentrations supérieures à 0,5 mg/l mettent la vie en danger. À des concentrations plus élevées, le système nerveux est affecté. L'inhalation de sulfure d'hydrogène peut provoquer un arrêt cardiaque et respiratoire. Parfois, le sulfure d'hydrogène s'accumule dans les grottes et les puits d'égout, et une personne piégée là-bas perd instantanément connaissance et meurt.
Dans le même temps, les bains d'hydrogène sulfuré ont un effet cicatrisant sur le corps humain.

3a. Réaction du sulfure d'hydrogène avec le peroxyde d'hydrogène.

3b. Réaction du sulfure d'hydrogène avec l'acide sulfurique.

4. Dioxyde de soufre et ion sulfite.

Le dioxyde de soufre, dioxyde de soufre, est le polluant atmosphérique le plus important émis par les moteurs d'automobiles lors de l'utilisation d'essence mal purifiée et par les fours dans lesquels sont brûlés du charbon, de la tourbe ou du fioul contenant du soufre. Chaque année, des millions de tonnes de dioxyde de soufre sont rejetées dans l’atmosphère en raison de la combustion du charbon et du pétrole.
Le dioxyde de soufre est présent naturellement dans les gaz volcaniques. Le dioxyde de soufre est oxydé par l'oxygène atmosphérique en trioxyde de soufre qui, en absorbant l'eau (vapeur), se transforme en acide sulfurique. Les pluies acides détruisent les parties en ciment des bâtiments, les monuments architecturaux et les sculptures taillées dans la pierre. Les pluies acides ralentissent la croissance des plantes, voire entraînent leur mort, et tuent les organismes vivants dans les plans d'eau. De telles pluies éliminent les engrais phosphorés, peu solubles dans l'eau, des terres arables, qui, lorsqu'ils sont rejetés dans les plans d'eau, entraînent une prolifération rapide d'algues et un envahissement rapide des étangs et des rivières.
Le dioxyde de soufre est un gaz incolore à l'odeur âcre. Le dioxyde de soufre doit être obtenu et travaillé sous pression.

4a. Interaction de l'acide sulfureux avec le peroxyde d'hydrogène.

4b. Réaction entre le dioxyde de soufre et le sulfure d'hydrogène.

Dans quel état de substances - gazeux ou en solution - les réactions sont-elles les plus préférables ?

Obtention de sulfure d'hydrogène. Production de dioxyde de soufre par combustion de soufre, de sulfure d'hydrogène et d'autres types de matières premières Sulfure d'hydrogène dioxyde de soufre

§8.1. Réactions redox

Professeur de chimie

O.S.ZAYTSEV

LIVRE DE CHIMIE

POUR LES ENSEIGNANTS DU SECONDAIRE, ÉTUDIANTS DES UNIVERSITÉS PÉDAGOGIQUES ET ÉCOLIERS DE 9 À 10 ANNÉES, QUI A DÉCIDÉ DE SE CONSACTER À LA CHIMIE ET ​​AUX SCIENCES NATURELLES

§8.1. Réactions redox

POUR LES ENSEIGNANTS DU SECONDAIRE,
ÉTUDIANTS DES UNIVERSITÉS PÉDAGOGIQUES ET ÉCOLIERS DE 9 À 10 ANNÉES,
QUI A DÉCIDÉ DE SE CONSACTER À LA CHIMIE ET AUX SCIENCES NATURELLES