Класс: 9

Презентация к уроку




















Назад Вперёд

Внимание! Предварительный просмотр слайдов используется исключительно в ознакомительных целях и может не давать представления о всех возможностях презентации. Если вас заинтересовала данная работа, пожалуйста, загрузите полную версию.

"Тогда услышал я (о, диво!), запах скверный,
Как будто тухлое разбилося яйцо,
Или карантинный страж курил жаровней серной.
Я, нос себе зажав, отворотил лицо..."

Пушкин А.С.

Цели урока:

Образовательные:

– Закрепить знания учащихся по пройденной теме: аллотропия серы, физические и химические свойства, применение серы, нахождение в природе.
– Рассмотреть свойства соединения серы-сероводорода и её солей. – Рассмотреть влияние сероводорода на окружающую среду и здоровье человека.

Развивающие:

– уметь составлять уравнения реакций в молекулярном виде и с точки зрения окислительно-восстановительных процессов

Воспитательные:

– Нравственное и эстетическое воспитание учащихся к окружающей среде.

Оборудование:

  • Учебник “Химия 9 класс” Г.Е. Рудзитис, Ф.Г. Фельдман.
  • Аппарат Кипа для получения сероводорода.
  • Мультимедийный проектор.
  • На столах учащихся реактивы для распознавания сульфид-ионов.
  • (Лабораторный опыт №5 стр. 43).
  • Презентация к уроку.

Ход урока

1. Организационный момент. Проверка домашнего задания.

Упражнение 5 (4 ученика готовятся у доски).

Фронтальная беседа:

– Опишите физические свойства серы.

– Поясните сущность аллотропии. Каковы причины аллотропии у серы? Каковы причины аллотропии у кислорода?

– В природе сера встречается где? Перечислите, какие природные соединения серы вы знаете?

Вопрос учащимся у доски:

– Какие степени окисления имеет сера в каждом из этих соединений?

– Как взаимодействует сера с металлами?

– Как взаимодействует сера с неметаллами?

– В каких случаях сера выступает как окислитель, а в каких– как восстановитель?

Задание всему классу: Напишите взаимодействие серы и водорода, укажите окислитель и восстановитель.

2. Изучение нового материала.

Заполнение таблицы:

Свойства Сероводород
Химическая формула вещества
Тип химической связи
Агрегатное состояние при н.у.
Цвет
Плотность по воздуху
Запах
Растворимость в воде (уравнение диссоциации)
Физиологическое действие
Нахождение в природе
Получение в лаборатории (уравнение реакции)
Окислительно-восстановительные свойства
Кислотно-основные свойства
Качественная реакция на сульфид -ионы
Применение
Загрязнение окружающей среды

– Как называется полученное вещество?

– Что вы знаете об этом веществе?

– Какая связь образуется?

Слайд. Молекулярная формула. Тип химической связи

Слайд. Нахождение в природе.

– Сероводород легче или тяжелее воздуха? (Вычисление молекулярной массы).

Слайд. Определение плотности по воздуху

Демонстрация получения сероводорода.

Учитель вместе с учениками проговаривает физические свойства сероводорода:

Задание: напишите уравнение реакции получения сероводорода.

Слайд. Реакция получения сероводорода

Слайд. Физические свойства.

Учитель: H 2 S является сильным восстановителем. Например, при долгом стоянии на воздухе сероводородная вода мутнеет, это объясняется взаимодействием H 2 S с кислородом воздуха, при этом выделяется элементарная сера.

(Демонстрация заранее приготовленной сероводородной воды.)

H 2 S горит на воздухе голубым пламенем, при этом образуется сернистый газ, или оксид серы (IV).

Закрепление.

Выполнение упр.1 на странице 34

Слайд. Водный раствор сероводорода проявляет свойства слабой кислоты.

Составьте уравнение её диссоциации.

Слайд. Уравнение диссоциации.

Учитель: Сероводородная кислота проявляет все общие свойства кислот.

Вопрос: Какие свойства кислот мы знаем?

Слайд. Свойства кислот

Дома составить уравнения всех перечисленных реакций. В молекулярном и ионном виде

Сероводородная кислота вступает со щелочами в реакцию нейтрализации, образует 2 ряда солей: гидросульфиды и сульфиды.

Учащиеся выполняют лабораторный опыт и записывают уравнение реакции. (если не успевают, то дописывают ионную реакцию дома. (Работа с таблицей растворимости)..

Вывод: В воде хорошо растворимы только сульфиды щелочных металлов, аммония. Сульфиды остальных металлов практически не растворимы в воде, они выпадают в осадок при введении в растворы солей металлов раствора сульфида аммония (NH 4) 2 S. Многие сульфиды окрашены: CdS – ярко-желтый; CuS PbS – черные; SnS – оранжевый; HgS – красный.

Поэтому, реакции образования нерастворимых сульфидов можно использовать для обнаружения определенных ионов (т.е. они являются качественными).

Слайд. Влияние сероводорода на окружающую среду и здоровье человека.

Слайд. Применение.

Дом задание:

§11 стр34 №2 и составить уравнения реакций в молекулярном и ионном виде, про которых говорили на уроке. (Закончить заполнение таблицы).

Урок «Сероводород. Сульфиды»

(9 класс)

Цели урока:

Образовательные:

– Рассмотреть состав, строение и свойства сероводорода.

- Научиться писать уравнения реакций, характеризующие свойства сероводорода и качественные реакции на сульфиды.

– Рассмотреть влияние сероводорода на окружающую среду и здоровье человека.

Развивающие:

Уметь применять полученные знания для объяснения разнообразных химических явлений и свойств веществ.

Уметь применять дополнительный материал из информационных источников, компьютерных технологий

Использовать приобретенные знания и умения в практической деятельности и повседневной жизни: а) экологически грамотного поведения в окружающей среде; б) оценки влияния химического загрязнения окружающей среды на организм человека.

Воспитательные:

– Бережное отношение учащихся к окружающей среде и своему здоровью.

- Воспитание умения работать в парах при самоанализе контрольных срезов, тестов .

Задачи урока:

    Содействовать развитию химической грамотности учащихся.

Межпредметные связи: Связь химии с другими науками: биологией, географией, математикой, медициной и литературой.

Тип урока: изучение новой темы.

Элементы педагогических технологий: дифференцированного обучения, проблемного обучения, ИКТ, игровых технологий.

Методы:

    репродуктивный, частично-поисковый.

    словесные (рассказ, беседа), самостоятельная работа учащихся.

Оборудование и средства:

    мультимедийный экран

    персональный компьютер

    реактивы для проведения качественной реакции на сульфид-анион

    учебник

Ход урока

I Организационный момент (2 мин.)

Прием рапорта от дежурного;

Приветствие

Здравствуйте, ребята! Сегодня у нас на уроке присутствуют гости. Не волнуйтесь, работайте как обычно.

II Повторение ранее изученного материала. Проверка домашнего задания

(10 мин.)

?


Давайте вспомним, что мы изучали на прошлом уроке.

Мы узнали, что сера – простое вещество, изучили ее физические и химические свойства, аллотропные видоизменения, нахождение серы в природе.

Дома необходимо было рассмотреть предложенные реакции в свете представлений об окислительно-восстановительных процессах.

Все ли справились с письменным заданием?

Проведение дифференцированной письменной работы (5-7 мин.)

    Помощники раздают задания по вариантам.

    Учащиеся отвечают на вопросы дифференцированной письменной работы.

    Взаимопроверка выполнения работы с одновременным представлением ответов на слайде.

Кто работал с уровнем В и С – поднимите руки.

Слайд №1

III Изучение нового материала (30 мин.)

Загадка

Я всюду есть – но понемножку,

Черню серебряную ложку.

Когда испорчено яйцо,

Я тоже сразу налицо

Я отбиваю аппетит

И очень сильно ядовит.

А еще помните строки у А.С. Пушкина, написанные в 1832 году в стихотворении «И далее мы пошли – и страх обнял меня»:

«… Тогда услышал я (о, диво!) запах скверный,

Как будто тухлое разбилося яйцо…»

?

О каком соединении упоминает Пушкин в отрывке этого стиха?

А как вы догадались, что это сероводород?

А что пока неизвестно вам из свойств сероводорода?

Итак, тема урока сегодня – сероводород (открываю доску) .

Записываем в тетради тему « Сероводород. Сульфиды ».

Слайд №2

Задачи урока: Слайд №3

    Изучить состав, строение и свойства, способы получения сероводорода и сульфидов;

    Проследить причинно-следственную связь между строением, свойствами и применением веществ;

    Рассмотреть влияние сероводорода на окружающую среду и здоровье человека;

    Закрепить умения составлять УХР и рассматривать их с точки зрения окислительно-восстановительных процессов;

    Содействовать развитию грамотности учащихся.

План рассмотрения данной темы на доске.

По мере изучения темы мы будем вести конспект.

1. Нахождение в природе

Слайд №4

Сероводород достаточно часто встречается в природе. А где именно, нам расскажет (выступление учащегося)

Сероводород встречается всюду, где происходит разложение и гниение растительных и, особенно, животных останков, под действием микроорганизмов.

Некоторые фотосинтезирующие бактерии, например зеленые серные бактерии, для которых сероводород – питательное вещество, выделяют элементарную серу – продукт окисления сероводорода.

В нашей стране сероводород встречается на Кавказе в серных минеральных источниках. Вблизи Минеральных Вод есть единственный в России и в мире уникальный по химическому составу сероводородный источник, вернувший здоровье многим людям. (Известны курорты г. Пятигорск, Ессентуки, Мацестинские источники.

Источники используют для лечения заболеваний опорно-двигательного аппарата, сердечно-сосудистой системы, кожных заболеваний. Сероводород раздражает нервные окончания кожи, расширяя мелкие кровеносные сосуды, улучшая кровообращение в тканях, т.е. производит их питание. Также он нормализует артериальное давление, нервную систему, улучшает работу сердца.

Сероводород встречается в составе вулканических газов.

В растворенном состоянии поддерживается в водах Черного моря.

2. Получение сероводорода (см. в учебнике)

Слайд №5

Сероводород получают:

В лабораторных условиях при взаимодействии сульфида железа (II ) с соляной кислотой H 2 SO 4

FeS + H 2 SO 4 = Fe SO 4 + H 2 S

    Пропуская водород над расплавленной серой

H 2 + S = H 2 S

    Взаимодействие сульфида алюминия с водой (наиболее чистый сероводород)

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

    При нагревании смеси парафина и серы

C 20 H 42 + 21 S = 21 H 2 S + 20 C

Однажды на лекции демонстрировали опыт: плавление серы в пробирке. Вдруг все почувствовали отвратительный запах. Лекция была сорвана. Все оказалось просто: в пробирку с серой попали кусочки парафина с пробковой крышки склянки, в которой хранился порошок серы. При нагревании этой смеси выделился сероводород.

Если нагрев прекратить, то реакция останавливается и сероводород не выделяется. Этот факт удобно использовать в учебных лабораториях.

А сейчас мы проведем небольшую физкультминутку.

3 Строение сероводорода

Слайд №6

Давайте рассмотрим строение сероводорода (вид химической связи, тип кристаллической решетки).

?

Вы знаете, что от состав и строения зависят свойства веществ.

Какие физические свойства вы предполагаете, исходя из строения (МКР)?

Это: Слайд №7

Газ;

С низкой температурой плавления (-82 0 С) и температурой кипения (-60 0 С);

Бесцветный;

С запахом тухлых яиц и сладковатым вкусом;

Мало растворим в воде (хорошо растворяется в спирте);

(в 1 объеме воды растворяется 2,4 объема сероводорода)

(Этот раствор называют сероводородной водой или сероводородной кислотой)

Тяжелее воздуха;

ЯДОВИТ!

Даже один вдох чистого сероводорода ведет к потере сознания из-за паралича дыхательного центра. Сероводород способен взаимодействовать с ионами железа, входящими в гемоглобин крови.

?

Слайд № 8

Возникает проблема : полезен или вреден сероводород?

Сероводород ядовит, но существуют сероводородные лечебные источники.

Эту проблему мы должны решить к концу урока.

4 Химические свойства сероводорода

Слайд №9

а) горит голубоватым пламенем (при температуре 250 0 – 300 0 С)

2 H 2 S -2 + 3 O 2 0 = 2 S +4 O 2 + 2 H 2 O

(краткий разбор ОВР)

б) при недостатке кислорода

2 H 2 S + O 2 = 2 S 0 ↓+ 2 H 2 O

(восстановитель)

Какие свойства проявляет сероводород в этих реакциях?

Разбор

При растворении в воде образуется сероводородная кислота.

?

Дайте характеристику этой кислоте Слайд №10

Слабая;

Двухосновная;

Бескислородная.

Диссоциация проходит в две ступени:

I H 2 S → H + + HS - (образуется гидросульфид-ион)

II HS - ↔ H + + S 2- (по второй ступени диссоциация практически не протекает)

?


Какие соли образует сероводородная кислота?

    средние (сульфиды) – Na 2 S

    кислые (гидросульфиды) – NaHS

?

Сероводородная кислота обладает общими свойствами кислот. Какими?

Взаимодействие с основаниями, основными оксидами, солями

Запишем УХР взаимодействия сероводородной кислоты с гидроксидом натрия.

H 2 S + 2NaOH ( изб ) → Na 2 S + 2H 2 O

H 2 S ( изб ) + 2NaOH → NaHS + 2H 2 O Слайд №11

УХР с основными оксидами и солями записать дома.

?

Предложите реакция для обнаружения сульфид-аниона S 2-

Проведите лабораторный опыт в подтверждение. Слайд №12

Запишите УХР в молекулярном и ионном виде.

Многие сульфиды нерастворимы в воде и окрашены:

- PbS – черный цвет; Слайд №13

- CuS – черный цвет;

- AgS – черный цвет (изделия из серебра при длительном хранении в присутствии сероводорода в воздухе чернеют);

- ZnS – белый цвет;

- MgS – розовый цвет.

Сероводород и сероводородная кислота используются в аналитической химии для осаждения тяжелых металлов.

?

Давайте вернемся к нашей проблеме.

Полезен или вреден сероводород?

5 Применение сероводорода

Слайд № 14

Сероводород из-за своей токсичности находит ограниченное применение.

В аналитической химии сероводород и сероводородная вода используются как реагенты для осаждения тяжёлых металлов, сульфиды которых очень слабо растворимы.

В медицине - в составе природных и искусственных сероводородных ванн, а также в составе некоторых минеральных вод.

Сероводород применяют для получения серной кислоты, элементной серы, сульфидов.

Окрашенные сульфиды служат основой для изготовления красок. Они же используются в аналитической химии.

Сульфиды калия, стронция и бария используются в кожевенном деле для удаления шерсти со шкур перед их выделкой.

В последние годы рассматривается возможность использования сероводорода, накопленного в глубинах Чёрного моря, в качестве энергетического (сероводородная энергетика) и химического сырья

?

Все ли теперь понятно о загадке сероводорода?

Высказывания учащихся

Почему сероводород не накапливается в больших количествах в природе?

(он окисляется кислородом воздуха до серы элементарной)

6 Заключительная часть (3 мин.)

Слайд № 15

Что нового для себя мы узнали на уроке?

Что практически можно применить в жизни?

Ответы учащихся

Домашнее задание: §11, упр. 2, 3 стр. 34

Творческое задание (по желанию) : Почему художественные картины старых мастеров со временем темнеют и теряют первоначальную яркость? Каким способом реставраторы обновляют эти картины?

Загрязнение атмосферы вызывает почернение поверхности картин, написанных масляными красками, в состав которых входят свинцовые белила. Одной из основных причин потемнения художественных картин старых мастеров было использование свинцовых белил, которые за несколько веков, взаимодействуя со следами сероводорода в воздухе (образуются в небольших количествах при гниении белков; в атмосфере промышленных регионов и др.) превращаются в PbS . Свинцовые белила – это пигмент, представляющий собой карбонат свинца (II ). Он реагирует с сероводородом, содержащимся в загрязнённой атмосфере, образуя сульфид свинца (II ), соединение чёрного цвета:

PbCO 3 + H 2 S = PbS ↓ + CO 2 + H 2 O

При обработке сульфида свинца (II ) пероксидом водорода происходит реакция:

PbS + 4 H 2 O 2 = PbSO 4 + 4 H 2 O ,

при этом образуется сульфат свинца (II ), соединение белого цвета.

Таким образом реставрируют почерневшие масляные картины.

Соединения серы

Тема: «Подгруппа кислорода», химия, 9 класс

УЧИТЕЛЬ ХИМИИ И БИОЛОГИИИ

МКОУ БУТУРЛИНОВСКАЯ СОШ №4

ЧЁРНАЯ Т.М.,

2014 ГОД



Н 2 S

Встречается в природе в составе нефти, природного газа, вулканического газа и в горячих источниках. . Кроме того, он образуется при разложении белков погибших животных и растений, а также при гниении пищевых отбросов.


Молекула сероводорода имеет угловую форму, поэтому она полярна. В отличие от молекул воды, молекулы сероводорода не образуют прочных водородных связей, поэтому H2S - газ.


ФИЗИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА

  • ядовитый газ тяжелее воздуха с неприятным запахом тухлых яиц, растворимый в воде. Насыщенный водный раствор H 2 S является сероводородной кислотой.

ПОЛУЧЕНИЕ

  • В лаборатории обычно получают действием разбавленных кислот на сульфиды:

FeS + 2HCl = FeCl 2 + H 2 S

  • Или при добавлении к сульфиду алюминия воды:

Al 2 S 3 + H2O = 2Al(OH) 3 + H 2 S

  • водород + сера H 2 + S = H 2 S
  • конц. серная кислота + активный металл

8 Na + 5 H 2 SO 4 ----- 4 Na 2 SO 4 + H 2 S + 4 H 2 O


ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВ А

  • Сероводород - сильный восстановитель .
  • сгорание

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

  • взаимодействие с некоторыми солями тяжелых металлов

H 2 S + CuCl 2 = CuS + 2 HCl

  • взаимодействие с некоторыми неорганическими веществами по реакциям окисления-восстановления

2 H 2 S + SO 2 = 3 S + 2 H 2 О


ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВ А

  • В воде сероводород мало растворим, водный раствор H2S является очень слабой кислотой:
  • H 2 S → HS − + H+
  • С основаниями реагирует:

H 2 S + 2NaOH = Na 2 S + 2H 2 O

(обычная соль, при избытке NaOH)

  • H 2 S + NaOH = NaHS + H 2 O

(кислая соль, при отношении 1:1)


- слабая кислота

соли

гидросульдиды

гидросульдиды

Качественная реакция

Чёрного цвета


  • Сероводород из-за своей токсичности находит ограниченное применение.
  • В аналитической химии сероводород и сероводородная вода используются как реагент для осаждения тяжёлых металлов, сульфиды которых очень слабо растворимы
  • В медицине - в составе сероводородных ванн
  • Сероводород применяют для получения серной кислоты, элементной серы, сульфидов
  • Используют в органическом синтезе для получения тиофена и меркаптанов
  • В последние годы рассматривается возможность использования сероводорода, накопленного в глубинах Чёрного моря, в качестве энергетического и химического сырья.


SO 2

СЕРНИСТЫЙ ГАЗ

Нахождение в природе

Оксид серы ( lV ) – сернистый газ, являющийся одним из главных загрязнителей атмосферного воздуха, кислотный оксид, очень хорошо растворимый в воде, образует слабую сернистую кислоту



ПОЛУЧЕНИЕ

В промышленности: обжиг сульфидов:

4FeS 2 + 11O 2 → 2Fe 2 O 3 + 8SO 2

ZnS + O 2 = ZnO + SO 2


ФИЗИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА

бесцветный газ с характерным резким удушливым запахом (запах загорающейся спички); хорошо растворяется в воде с образованием нестойкой сернистой кислоты; под давлением сжижается при комнатной температуре; ядовит; обесцвечивает многие красители, убивает микроорганизмы.


Химические свойства оксида серы (IV)

  • Относится к кислотным оксидам . Растворяется в воде с образованием сернистой кислоты (при обычных условиях реакция обратима):

SO 2 + H 2 O ↔ H 2 SO 3 .

  • Со щелочами образует сульфиты:

SO 2 + 2NaOH → Na 2 SO 3 + H 2 O.

  • Химическая активность SO 2 весьма велика. Наиболее ярко выражены восстановительные свойства SO 2 , степень окисления серы в таких реакциях повышается:

SO 2 + Br 2 + 2H 2 O → H 2 SO 4 + 2HBr,

2SO 2 + O 2 → 2SO 3 (требуется катализатор V 2 O 5 и температура 450°С),


Химические свойства оксида серы (IV)

  • Данная реакция является качественной реакцией на сульфит-ион SO 3 2- и на SO 2 (обесцвечивание фиолетового раствора).

5SO 2 + 2KMnO 4 + 2H 2 O → 2H 2 SO 4 + 2MnSO 4 + K 2 SO 4 .

  • В присутствии сильных восстановителей SO 2 способен проявлять окислительные свойства . Например, для извлечения серы их отходящих газов металлургической промышленности используют восстановление SO 2 оксидом углерода(II) :

SO 2 + 2CO → 2CO 2 + S↓.

Или для получения фосфорноватистой кислоты:

PH 3 + SO 2 → H(PH 2 O 2 ) + S↓

Проявляет как свойства окислителя, так и восстановителя:


Оксид серы ( IV)

В пищевой промышленности используется как консервант (Е220) . Используются при производстве многих продуктов и полуфабрикатов, а также для дезинфекции тары. Негативно влияет на функции почек. Раздражитель дыхательных путей, может вызвать приступ астмы;


Сернистая кислота H 2 SO 3

Неустойчивая двухосновная кислота средней силы , существует лишь в разбавленных водных растворах ( в свободном состоянии не выделена ):

SO 2 + H 2 O ⇆ H 2 SO 3 ⇆ H+ + HSO 3 - ⇆ 2H+ + SO 3 2-.


Соли ее – сульфиты, растворимые из них только соли щелочных металлов.

Сульфиты - это средние соли (CaSO 3 ) ,

но есть и кислые – гидросульфиты (NaHSO 3 ) .

Сульфиты и гидросульфиты реагируют

с сильными кислотами с образованием

сернистого газа

K 2 SO 3 + 2HNO 3 ---2KNO 3 + SO 2 + H 2 O


Применение с ернистой кислоты H 2 SO 3

  • Сернистая кислота и её соли применяют как восстановители, для беления шерсти , шелка и других материалов, которые не выдерживают отбеливания с помощью сильных окислителей ( хлора ).
  • Сернистую кислоту применяют при консервировании плодов и овощей.
  • Гидросульфит кальция Са(HSO3)2 (сульфитный щелок) используют для переработки древесины в так называемую сульфитную целлюлозу (раствор гидросульфита кальция растворяет лигнин - вещество, связывающее волокна целлюлозы, в результате чего волокна отделяются друг от друга; обработанную таким образом древесину используют для получения бумаги ).


Оксид серы (VI)

SO 3 - высший оксид серы,

тип химической связи: ковалентная полярная


Оксид серы (VI) Физические свойств а

В обычных условиях легколетучая бесцветная жидкость с удушающим запахом. При температурах ниже 16,9 °C застывает с образованием смеси различных кристаллических модификаций твёрдого SO 3 .


ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА

  • Проявляет только свойства окислителя:

3SO 3 + H 2 S → 4SO 2 + H 2 O

  • Растворяется в 100%-й серной кислоте, образуя олеум:

H 2 SO 4 (100 %) + SO 3 → H 2 S 2 O

Проявляют свойства типичного кислотного оксида:


ОКИСЛИТЕЛЬНО- ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫЕ СВОЙСТВА SO 3

характеризуется сильными окислительными свойствами, восстанавливается, обычно, до сернистого ангидрида:

5SO 3 + 2 P → P 2 O 5 + 5 SO 2

3SO 3 + H 2 S → 4 SO 2 + H 2 O

2SO 3 + 2 KI → SO 2 + I 2 + K 2 SO 4 .

При взаимодействии с хлороводородом образуется хлорсульфоновая кислота:

SO 3 + HCl → HSO 3 Cl

Также присоединяет хлор, образуя тионилхлорид:

SO 3 + Cl 2 + 2SCl 2 → 3 SOCl 2

в качестве растворителя в лабораториях;

в текстильной промышленности (отбеливание);

в качестве обесцвечивающего вещества в сахарном производстве, пищевой промышленности,

Серная кислота Н 2 SO 4


НАХОЖДЕНИЕ В ПРИРОДЕ

  • Вулкан Малый Семячик
  • Вулканический хребет длиной около 3 км., на гребне которого имеются три кратера. В южном (кратер Троицкого) на глубине 170м. находится необычное кислое озеро. Температура этого непрозрачного озера колеблется от +27 0 С до +42 0 С, а уровень минерализации соответствует раствору серной и соляной кислот средней концентрации. Поражают размеры озера: ширина около полукилометра, а глубина - до 140м. Существуют предположения, что кислотное озеро возникло сравнительно недавно в результате извержения вулкана, произошедшего незаметно для людей.

Физические свойства серной кислоты .

  • Безводная серная кислота - это бесцветная маслянистая жидкость без запаха,
  • смешивается с водой в любых отношениях,
  • t пл. =10,3 0 С, t кип = 296 0 С,

=1, 84 г / см 3 .

  • Обладает сильным водоотнимающим действием .

Техника безопасности при работе с серной кислотой

  • Серная кислота очень едкое вещество – при попадании на кожу вызывает сильнейшие ожоги.
  • ПРИ СМЕШИВАНИИ СЕРНОЙ КИСЛОТЫ С ВОДОЙ ВЫДЕЛЯЕТСЯ БОЛЬШОЕ КОЛИЧЕСТВО ТЕПЛОТЫ.
  • ПРИ РАСТВОРЕНИИ СЕРНОЙ КИСЛОТЫ НУЖНО ВЛИТЬ ЕЕ ТОНКОЙ СТРУЁЙ В ВОДУ И ПЕРЕМЕШИВАТЬ.
  • ЕСЛИ ВОДУ ВЛИТЬ В СЕРНУЮ КИСЛОТУ, ТО ВОДА, НЕ УСПЕВ СМЕШАТЬСЯ С КИСЛОТОЙ, МОЖЕТ ЗАКИПЕТЬ И ВЫБРОСИТЬ БРЫЗГИ НА ЛИЦО И РУКИ.

ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА

Раствор серной кислоты взаимодействует с металлами, стоящими в ряду активности до водорода.

  • Ag + H 2 SO 4 = т.к. серебро стоит в ряду активности после водорода
  • 2Al + 3H 2 SO 4 = Al 2 (SO 4 ) 3 +3H 2

2Al 0 + 6H + = 2Al 3+ +3H 2 0


Н 2 SO 4 + Ме (до Н 2 ) сульфат + водород

(разбавл.)

+ металл (до Н 2 )

сульфат + сероводород

(или сера) + вода

Н 2 SO 4

(концентр .)

+ металл (после Н 2 )

сульфат + сернистый газ

+ вода


Раствор серной кислоты взаимодействует с основными и амфотерными оксидами.

  • М nO + H 2 SO 4 = MnSO 4 + H 2 O

М nO + 2H + = Mn 2+ + H 2 O

  • Mn 2 O 7 + H 2 SO 4 = т.к. Mn 2 O 7 -кислотный оксид

с основаниями и амфотерными гидроксидами .

  • 2К O Н + H 2 SO 4 = К 2 SO 4 + 2 H 2 O

сульфат калия

ОН - + H + = H 2 O

  • К O Н + H 2 SO 4 = КН SO 4 + Н 2 O

гидросульфат калия

O Н - + 2 H + + SO 4 2- = Н SO 4 - + H 2 O


Серная кислота взаимодействует с солями, если образуется газ или осадок.

  • FeS + H 2 SO 4 =FeSO 4 +H 2 S

FeS + 2H + =Fe 2+ +H 2 S

  • Mg(NO 3 ) 2 + H 2 SO 4 =
  • Ba(NO 3 ) 2 + H 2 SO 4 = BaSO 4 + 2HNO 3

Ba 2+ + SO 4 2- = BaSO 4

  • K 2 CO 3 + H 2 SO 4 = K 2 SO 4 + CO 2 + H 2 O

CO 3 2- + 2H + = CO 2 + H 2 O


Взаимодействие концентрированной серной кислоты с металлами.

Me + H 2 SO 4 конц. = Me 2 (SO 4 ) n + H 2 O + ?

H 2 S

SO 2

Ме - активный

Ме - малоактивный

Ме – средней активности

Li … Mn

активные

Zn … Pb H

Cu Ag …

средней активности

малоактивные

Концентрированная серная кислота пассивирует железо, никель, хром, алюминий.


Соли серной кислоты

Серная кислота как двухосновная кислота образует два ряда солей - кислые - гидросульфаты и средние - сульфаты. В безводном состоянии выделены только гидросульфаты щелочных металлов. Средние сульфаты (безводные) - как правило, бесцветные кристаллические вещества, склонные к образованию кристаллогидратов (часто окрашеных), например:

Na2SO4*10H2O - глауберова соль (мирабилит) - бесцветная

MgSO4*7H2O - горькая (английская) соль - бесцветная

CuSO4*5H2O - медный купорос - голубой

FeSO4*7H2O - железный купорос - голубовато-зеленый

CaSO4*2H2O - гипс - белый


СВОЙСТВА СУЛЬФАТОВ

Сульфаты при нагревании разлагаются (кроме сульфатов щелочных металлов, которые термически устойчивы), например CaSO4 - при 1400oС:

2CaSO4 = 2CaO + 2SO2 + O2

Сульфаты переходных металлов разлагаются при более низких температурах, например Fe2(SO4)3 - при 700-800oС:

Fe2(SO4)3 = Fe2O3 + 3SO3


Производство серной кислоты

  • Производство H 2 SO 4 в мире неуклонно растет. Так, в период с 2000 по 2005 год оно возросло со 160 до 189 млн тонн.
  • В России объем производства серной кислоты c 2000 по 2005 год возрос в среднем на 1 млн тонн и составил 9,3 млн тонн.

Производство серной кислоты

Сырьём для получения серной кислоты служат сера , сульфиды металлов , сероводород , отходящие газы теплоэлектростанций, сульфаты железа, кальция и др.

Основные этапы получения серной кислоты:

  • Обжиг сырья с получением SO 2
  • Окисление SO 2 в SO 3
  • Абсорбция SO 3

В промышленности применяют два метода окисления SO 2 в производстве серной кислоты: контактный - с использованием твердых катализаторов (контактов), и нитрозный - с оксидами азота.



Серная кислота используется для получения фосфорных и азотных удобрений: простого суперфосфата, двойного суперфосфата, преципитата и сернокислого аммония .

  • при производстве 1 т . суперфосфата из фторапатита, не содержащего гигроскопической воды, расходуется 600 кг. 65-процентной серной кислоты

Применение серной кислоты в металлургии

  • « Травление» – обнаружение трещин на поверхности металлов.
  • В гальванических цехах серную кислоту используют для обезжиривания поверхности металла перед нанесением покрытия.
  • Переработка руд редких металлов

  • Серная кислота используется в качестве электролита в автомобильных аккумуляторах .

H 2 SO 4

Лекарственные препараты

Синтетические моющие средства

Cлайд 1

Cлайд 2

Сероводоро д, сернистый водород (H2S) - бесцветный газ с резким запахом. Химическая формула H2S Отн. молек. масса 34.082 а. е. м. Молярная масса 34.082 г/моль Температура плавления -82.30 °C Температура кипения -60.28 °C Плотность вещества 1.363 г/л г/см3 Растворимость 0.25 (40 °C) г/100 мл pKa 6.89, 19±2 Состояние (ст.усл) бесцветный газ номер CAS 7782-79-8

Cлайд 3

Нахождение в природе Встречается в природе в составе нефти, природного газа, вулканического газа и в горячих источниках.

Cлайд 4

Свойства Термически неустойчив (при температурах больше 400 °C разлагается на простые вещества - S и H2), ядовитый газ тяжелее воздуха с неприятным запахом тухлых яиц. Молекула сероводорода имеет угловую форму, поэтому она полярна (μ = 0,34·10-29 Кл·м). В отличие от молекул воды, молекулы сероводорода не образуют прочных водородных связей, поэтому H2S - газ. Насыщенный водный раствор H2S является сероводородной кислотой.

Cлайд 5

Получение В лаборатории обычно получают действием разбавленных кислот на сульфиды: FeS + 2HCl = FeCl2 + H2S Или при добавлении к сульфиду алюминия воды: Al2S3 + H2O = 2Al(OH)3 + H2S (реакция отличается чистотой полученного сероводорода)

Cлайд 6

Применение Сероводород из-за своей токсичности находит ограниченное применение. В аналитической химии сероводород и сероводородная вода используются как реагент для осаждения тяжёлых металлов, сульфиды которых очень слабо растворимы В медицине - в составе сероводородных ванн Сероводород применяют для получения серной кислоты, элементной серы, сульфидов Используют в органическом синтезе для получения тиофена и меркаптанов В последние годы рассматривается возможность использования сероводорода, накопленного в глубинах Чёрного моря, в качестве энергетического и химического сырья.

Cлайд 7

Токсикология Очень токсичен. При высокой концентрации однократное вдыхание может вызвать мгновенную смерть. При небольших концентрациях довольно быстро возникает адаптация к неприятному запаху «тухлых яиц», и он перестаёт ощущаться. Во рту возникает сладковатый металлический привкус При большой концентрации не имеет запаха.

Сероводород в природе Входит в состав вулканических газов. Образуется при гниении белков. Встречается в минеральных источниках (Мацеста, Пятигорск, Кавказ).

Сероводород, сернистый водород (H 2 S) - бесцветный газ с резким запахом. Химическая формула H 2 S Отн. молек. масса 34. 082 а. е. м. Молярная масса 34. 082 г/моль Температура плавления -82. 30 °C Температура кипения -60. 28 °C Плотность вещества 1. 363 г/л г/см 3 Растворимость 0. 25 (40 °C) г/100 мл Состояние (ст. усл) бесцветный газ

Физические свойства Газ, без цвета, с запахом тухлых яиц, ядовит (в больших концентрациях без запаха), тяжелее воздуха, растворим в воде (в 1 V H 2 O растворяется 2, 4 V H 2 S при н. у.); t°пл = -86°C; t°кип = -60°С. Ядовит! Способен взаимодействовать с железом, входящим в гемоглобин крови. Работать с сероводородом в вытяжном шкафу и герметичных приборах!

Влияние сероводорода на организм Очень ядовит. Даже один вздох чистого сероводорода ведет к потере сознания из-за паралича дыхательного центра. Его коварство заключается в том, что после легкого отравления его запах перестает ощущаться. От сероводорода, выделяющегося при извержении Везувия, погиб в 79 г. до н. э. естествоиспытатель Плиний Старший.

Получение сероводорода в лаборатории 1) H 2 + S → H 2 S 2) Fe. S 2 + 2 HCl → H 2 S + Fe. Cl 2 cульфид железа (II)

1) Горение сероводорода. Полное сгорание (при избытке O 2) 2 H 2 S-2 + 3 O 2 → 2 S+4 O 2 + 2 H 2 O Неполное сгорание (недостаток O 2) 2 H 2 S-2 + O 2 → 2 S 0 + 2 H 2 O

2) Восстановительные свойства (с галогенами, солями, кислородом, кислотами). H 2 S-2 + Br 2 → S 0 + 2 HBr H 2 S-2 + 2 Fe. Cl 3 → 2 Fe. Cl 2 + S 0 + 2 HCl

3) Взаимодействие с водой. Раствор H 2 S в воде – слабая двухосновная кислота (сероводородная кислота) Диссоциация происходит в две ступени: I ст. H 2 S⇄ H+ + HS- (гидросульфид - ион) II ст. HS- ⇄ H+ + S 2 - (сульфид-ион) Средние соли(сульфиды): Na 2 S – сульфид натрия Средние соли(сульфиды): Ca. S – сульфид кальция Кислые соли(гидросульфиды): Na. HS – гидросульфид натрия Ca(HS)2 – гидросульфид кальция

4) Кислотные свойства. Взаимодействует с основаниями: H 2 S + 2 Na. OH изб. → Na 2 S + 2 H 2 O сульфид натрия H 2 S изб. + Na. OH → Na. HS + H 2 O гидросульфид натрия

5) Качественная реакция на сероводородную кислоту и сульфиды. Н 2 S + Pb(NO 3)2 → Pb. S↓ + 2 HNO 3 Pb 2+ + S 2 - → Pb. S↓ черный H 2 S + Cu(NO 3)2 → Cu. S↓ + 2 HNO 3 Сu 2+ + S 2 - → Cu. S↓ черный

Многие сульфиды окрашены и нерастворимы в воде: Pb. S – черный, Cd. S – желтый, Zn. S – белый, Mn. S – розовый, Cu. S – черный, Ni. S – черный.

Применение сероводорода Сероводород из-за своей токсичности находит ограниченное применение. Ø В медицине - в составе природных и искусственных сероводородных ванн (нормализует работу сердца и нервной системы, артериальное давление, используют при кожных заболеваниях. Ø Сероводород применяют для получения серной кислоты, серы, сульфидов.