Сернистая кислота и ее соли. Получение бисульфита натрия Na2S2O5

 

 

Министерство образования и науки РФ

ФЕДЕРАЛЬНОЕ  ГОСУДАРСТВЕННОЕ БЮДЖЕТНОЕ ОБРАЗОВАТЕЛЬНОЕ  УЧРЕЖДЕНИЕ 

ВЫСШЕГО  ПРОФЕССИОНАЛЬНОГО  ОБРАЗОВАНИЯ 

«НОВОСИБИРСКИЙ  ГОСУДАРСТВЕННЫЙ  ПЕДАГОГИЧЕСКИЙ  УНИВЕРСИТЕТ»

ИНСТИТУТ ЕСТЕСТВЕННЫХ И СОЦИАЛЬНО-ЭКОНОМИЧЕСКИХ НАУК

           

КАФЕДРА ХИМИИ

 

 

 

 

 

Сернистая кислота и ее соли. Получение бисульфита натрия  Na2S2O5

Курсовая работа (проект) по неорганической химии

 

 

 

 

 

Выполнил студент группы 140

(номер группы)

Нина Александровна Волосюк  ___________

(И.О.Фамилия)     (подпись, дата)

Специальность / направление подготовки 020100.62_____Химия

(шифр и наименование специальности)

Специализация / профиль Медицинская и фармацевтическая химия

Форма обучения очная

Научный руководитель

к. х. н, доц. кафедры химии А.С. Олейник 

   

______________

(подпись)

_____________

(оценка)

«___» ________ 2013г.

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

Новосибирск 2013

 

Содержание.

1. Введение…………………………………………………………3

              2. Основная часть:

2.1 Общая характеристика………………………………………..5

   2.2Физические и химические свойства………………………….5

   2.3 Методы получения…………………………………………….8

   2.4 Нахождение в природе и применение……………………….9

             2.5 Получение и применение бисульфита натрия……………..10

   3 Экспериментальная часть

   3.2лабораторная методика получения бисульфита натрия....11

   4. Заключение……………………………………………………..12

    5. Литература……………………………………………………...13

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

1. Введение.

Сера – вещество, известное с древнейших времен. Расположена в 6 (А) группе,  3 периоде Периодической системы химических элементов Д.И. Менделеева. Сера располагает свои 16 электронов на 1-м, 2-м и 3-м уровнях:

1s2 2s2 2p6 3s2 3p4

Важны только валентные электроны последнего уровня:

...3s2 3p4

В соединениях с металлами и менее электроотрицательными элементами - неметаллами сера проявляет отрицательную степень окисления элементов  -2, в соединениях с кислородом и более электроотрицательными элементами -  неметаллами – положительные +2, +4, +6. В виде простого вещества сера имеет большое число аллотропных модификаций, содержащих циклические и линейные молекулы состава Sx , где x=3-20, а по некоторым данным х=3-33. В обычных условиях сера существует в виде циклооктасеры S8 , кристаллы которой содержат молекулы, имеющие вид короны. Известны три аллотропных модификации циклооктасеры. Наиболее устойчивой среди них является ромбическая модификация, обладающая хорошо известным желтым цветом, очень малой электро- и теплопроводностью. В воде эта модификация практически нерастворима, но хорошо растворима в СS2(34%, 250C)  и ацетоне (2,65%, 250C). Расплавы серы содержат почти все ее аллотропные модификации. Во всех твердых и жидких состояниях сера диамагнитна. Парообразная сера содержит молекулы составов S8,S6,S4 и S2[1]

В основном (не возбужденном) состоянии сера двухвалентна. В реакции с атомами водорода она образует соединение H2S потому, что у нее на двух p-орбиталях (из трех имеющихся) находится по одному электрону, и остается место для спаривания еще с двумя "чужими" электронами водородных атомов.

Рис 1.1 Соединение неспаренных электронов серы и водорода

Однако, в отличие от атомов водорода или кислорода, у которых валентные электроны находятся на 1-м и 2-м уровнях (где нет d-подуровней), валентная оболочка серы имеет пустой 3d-подуровень. Этот 3d-подуровень находится достаточно близко по энергии к внешнему 3p-подуровню атома серы. При поглощении даже небольшой порции энергии один из 3p-электронов может переходить на 3d-подуровень «рис. 1». Затрата энергии при этом с лихвой покрывается выигрышем при образовании дополнительных ковалентных связей.

Рис.1.2. Переход атома серы из основного состояния с валентностью II в первое возбужденное состояние с валентностью IV.

Таким образом, на внешнем уровне возбужденного атома серы оказывается уже 4 неспаренных электрона. Эти 4 электрона могут быть предоставлены двум атомам кислорода для образования молекулы SO2. [ 2 ]

Рассмотрим соединения серы со степенью окисления +4. Это диоксид серы, сернистая кислота и её соли.

2. Основная часть

2.1. Общая характеристика сернистой кислоты

Диоксид серы очень хорошо растворим в воде (100г воды растворяют при 20 °С 10,5 при 10 °С 15,4 г SO2, при 0 °C. Один объем воды растворяет более 70 объемов диоксида серы). Водный раствор диоксида серы имеет отчетливо выраженную кислую реакцию. В нем содержится двухосновная сернистая кислота Н2SO3, ангидридом которой надо, следовательно, считать диоксид серы SO2 ∙ nH2O. В свободном состоянии сернистая кислота не известна, так как она легко распадается на воду и диоксид серы. Поэтому и водный раствор сернистой кислоты сильно пахнет диоксидом серы.

Оксид серы (IV) — ангидрид сернистой кислоты H2SO3 , поэтому при растворении SO2 в воде частично происходит реакция с водой и образуется слабая сернистая кислота:       SO2 + H2O ↔ H2SO3, или гидрат диоксида серы

Н2O + SO2 ↔ SО2 · H2O,  которая малоустойчива, легко распадается вновь на SO2 и Н2О. В водном растворе сернистого газа одновременно существуют следующие равновесия:

                                    K1                     K2

H2O + SO2 ↔ H2SO3 ↔ H+ + HSO3-  ↔ 2 H+ + SO32-

Константа диссоциации H2SO3 по первой ступени равна K1 = 1,6· 10-2, по второй — K2 = 6,3·10-8.[ 2 ]

2.2. Физические и химические свойства сернистой кислоты

Сернистая кислота существует только в растворе, стало быть, имеет жидкое состояние! По плотности эти растворы близки к самой воде. Растворы её бесцветны, всегда имеют резкий запах из-за того, что она легко разлагается с выделением сернистого газа (SO2).

Как и оксид серы (IV), сернистая кислота и ее соли являются сильными восстановителями. При этом степень окисления серы возрастает. Так, H2SO3 легко окисляется в серную кислоту даже кислородом воздуха:

2H2SO3 + O2 → 2H2SO4

Поэтому раствор сернистой кислоты необходимо предохранять от доступа воздуха, долго хранившиеся растворы всегда содержат серную кислоту. Сернистая кислота — хороший восстановитель. Например, свободные галогены восстанавливаются ею в галогеноводороды:

H2SO3 + Cl2 + H2O = H2SO4 + 2HCl

Еще легче протекает окисление сернистой кислоты бромом и перманганатом калия: H2SO3 + Br2 + H2O → H2SO4 + 2 HBr,

5H2SO3 + 2 KMnO4 → 2H2SO4 + 2MnSO4 + K2SO4 + 3H2O.

Однако при взаимодействии с сильными восстановителями сернистая кислота может играть роль окислителя. Так, реакция ее с сероводородом в основном протекает согласно уравнению:

H2SO3 + 2H2S = 3S + 3H2O

Химические реакции, характерные для SO2, сернистой кислоты и ее солей, можно разделить на три группы:

1. Реакции, протекающие без изменения степени окисления, например:

Ca(OH)2 + SO2 → CaSO3 ↓ + H2O.

2. Реакции, сопровождающиеся повышением степени окисления серы от +4 до +6: H2SO3 + Cl2 + H2O = H2SO4 + 2HCl.

3.Реакции, протекающие с понижением степени окисления серы:

2H2S + SO2 → 2H2S + 3S.

4. Реакции самоокисления-самовосстановления серы возможны и при ее взаимодействии с сульфитами. Так, при кипячении раствора Nа2SО3 с мелкоизмельченной серой образуется тиосульфат (иногда называют гипосульфит) натрия:

Nа2SО3 + S = Nа2S2О3,

содержащий тиосульфат-ион - производное от не выделенной в свободном виде тиосерной кислоты. Тиосульфат натрия содержит два атома серы в различных степенях окисления и проявляет восстановительные свойства.

Таким образом, SO2, сернистая кислота и ее соли могут проявлять как окислительные, так и восстановительные свойства. [ 3 ]

2.3. Соли сернистой кислоты

Являясь двухосновной кислотой, она дает два ряда солей: средние — сульфиты и кислые — гидросульфиты. Все кислые сульфиты, гидросульфиты (ранее называвшиеся также «бисульфитами»), легко растворяются в воде. Многие из них известны только в водном растворе, например кислый сульфит кальция (гидросульфит кальция) Са(НSO3)2. Сульфиты образуются при полной нейтрализации кислоты щелочью:

H2SO3 + 2NaOH →Na2SO3 + 2 H2O

Гидросульфиты получаются при недостатке щелочи (по сравнению с количеством, необходимым для полной нейтрализации кислоты):

H2 SO3 + NaOH → NaHSO3 + H2O

Как и кислота, сульфиты и гидросульфиты являются восстановителями. При их окислении получаются соли серной кислоты. Сульфиты наиболее активных металлов при прокаливании разлагаются с образованием сульфидов и сульфатов (реакция самоокисления-самовосстановления):

4Na2SO3 = Na2S + 3Na2SO4

Оба типа солей разлагаются сильными кислотами с выделением диоксида серы с резким запахом  (качественная реакция на соли сернистой кислоты) :

2МНSO3 + Н2SO4 = М2SO4 + 2Н2O + 2SO2,

М2SO3 + Н2SO4 = М2SO4 + Н2O + SO2.

При отщеплении воды от гидросульфита натрия 2NаНSO3 = Nа2S2O5 + H2O или при пересыщении водного раствора гидросульфита натрия двуокисью серы получается пиросульфит натрия Nа2S2O5. Обычное торговое название этого соединения «метабисульфит натрия». Однако чаще попользуют получающийся таким же способом пиросульфит калия К3S2O5 — блестящие, довольно твердые кристаллы, медленно растворяющиеся в воде.

Нормальные сульфиты М2[SO3] за исключением сульфитов щелочных металлов и аммония, мало растворимы в воде, но растворяются в водных растворах сернистой кислоты. Водные растворы нормальных сульфитов вследствие гидролиза имеют щелочную реакцию, но только по метиловому оранжевому или лакмусу,  но не по фенолфталеину. Сульфиты являются очень реакционно способными соединениями. В водном растворе они легко окисляются до сульфатов. С другой стороны, они легко восстанавливаются, например, цинковой пылью в водном растворе до дитионитов (гипосульфитов) М2S2O4; при нагревании в сухом состоянии с углем, цинком и другими металлами — до сульфидов. При действии серы на водные растворы щелочных сульфитов получаются тиосульфаты М2S2O3; действием оксихлорида фосфора на сухие соли получают тионилхлорид SOСl3. При кипячении с серой они переходят в тиосульфаты (серноватистокислые соли), например:

Na2SО3 + S = Na2S2О3 - тиосульфат натрия.

Метабисульфиты образуются реакцией: K2SO3 + SО2 = K2S2О5. Гидросульфиты образуются согласно уравнению:

2 NaHSО3 + Zn + SО2 = ZnSO3 + H2О + Na2S2О4.

Сульфиты, и прежде всего сульфиты тяжелых двухвалентных металлов, обладают ярко выравненной склонностью к комплекcообразованию (к образованию сульфитосолей). [ 4 ]

2.4. Методы получения  сернистой кислоты

Сернистую кислоту можно получить растворением сернистого газа в воде. Для получения сернистого газа понадобится концентрированная серная кислота и медь: в пробирку с концентрированной серной кислотой помещают кусочек меди и нагревают раствор.

Cu + 2H2SO4 = CuSO4 + SO2↑ + H2O

Направляют ток сернистого газа в пробирку с водой. При растворении сернистого газа  частично происходит реакция с водой, и образуется слабая сернистая кислота.

SO2 + H2O = H2SO3

Пропуская сернистый газ через воду, получают сернистую кислоту.

Промышленный способ получения  сернистого газа — сжигание серы или обжиг сульфидов, в основном — пирита:

В лабораторных условиях SO2 получают воздействием сильных кислот на сульфиты и гидросульфиты. Образующаяся сернистая кислота H2SO3 сразу разлагается на SO2 и H2O:

Также диоксид серы можно получить действием концентрированной серной кислоты на малоактивные металлы при нагревании:

2.5. Нахождение в природе и применение

В свободном состоянии сернистая кислота не известна, так как она легко распадается на воду и диоксид серы. Сернистая кислота находит несколько областей применения, среди которых – обесцвечивание шелка, шерсти, бумаги, древесной массы и аналогичных веществ. Она используется как антисептик и консервант, особенно для предотвращения брожения вина в бочках, для предотвращения ферментации зерна при извлечении крахмала. Кислоту используют и для сохранения продуктов. Сернистая кислота — важный вспомогательный материал в виноделии. Она оказывает быстрое воздействие на дикие дрожжи, бактерии и окислительные ферменты. Сернистую кислоту в виноделии применяют в виде газообразного диоксида серы (SО2) и чистой жидкой сернистой кислоты, которая реализуется в специальных баллонах по 20-50 кг. Оксид серы (IV) и сернистая кислота обесцвечивают многие красители, образуя с ними бесцветные соединения. Последние могут снова разлагаться при нагревании или на свету, в результате чего окраска восстанавливается. Следовательно, белящее действие SO2 и H2SO3 отличается от белящего действия хлора. Обычно оксидом серы (IV) белят шерсть, шелк и солому (хлорной водой эти материалы разрушаются). Важное применение находит раствор гидросульфита кальция Са(НSO3)2 (сульфитный щелок), которым обрабатывают волокна древесины и бумажную массу, используемый при переработке древесной щепы в целлюлозу. Разнообразное применение в технике находит также кислый сульфит натрия (гидросульфит натрия) NаНSO3, который получают пропусканием диоксида серы через насыщенный на холоду раствор карбоната натрия; NаНSО3 кристаллизуется в виде маленьких, бесцветных блестящих призм. Его применяют как восстановитель, например, в красильном деле и ситцепечатании, далее, как отбеливающее средство, а также в качестве исходного продукта для получения дитионита натрия Na2S2O4. Так как метабисульфиты и гидросульфиты - восстановители, они используются в фотографии и для обесцвечивания жиров и сахарных растворов.  Хлористый тионил, SOCl2, бесцветная жидкость с удушливым запахом. Используется для хлорирования органических соединений. [ 5 ]