Презентация на тему "Сероводород" по химии в формате powerpoint. В презентации рассказывается о бесцветном газе сероводороде, его свойствах, получении, применении и токсичности. Автор презентации: Зорин Сергей, Шакенов Серик, Югай Дмитрий, Огай Артём, ученики 9 класса.

Фрагменты из презентации

• 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

Нахождение в природе

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

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.

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)

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.

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.

Чтобы пользоваться предварительным просмотром презентаций создайте себе аккаунт (учетную запись) Google и войдите в него: https://accounts.google.com

Подписи к слайдам:

"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.

FeS + H 2 SO 4 => FeSO 4 + H 2 S 2H + + S 2- ↔ H 2 S Какое вещество образуется в результате реакции?

Трясся Крым двадцать восьмого года И вставало море на дыбы, Испуская, к ужасу народа, Огненные серные столбы. Все прошло. Опять гуляет пена, Но с тех пор все выше, все плотней Сумрачная серная гиена Подступает к днищам кораблей. Ю.Кузнецов «Тайны Черного моря»

Откуда сероводород в Черном море? Сероводород постоянно образуется на дне Черного моря при взаимодействии растворенных в морской воде сульфатов с органическими веществами: CaSO 4 + CH 4 => CaS + CO 2 + 2H 2 O CaS + H 2 O + CO 2 => CaCO 3 + H 2 S В этих реакциях участвуют сульфатвосстанавливающие бактерии. До верхних слоев воды сероводород не доходит, так как на глубине около 150 м он встречается с проникающим сверху кислородом. На этой же глубине обитают серобактерии, помогающие окислить сероводород до серы: 2H 2 S + O 2 => 2H 2 O + 2S В последние годы в связи с катастрофическим загрязнением Черного моря верхняя граница пребывания сероводорода постепенно поднимается, убивая на своем пути все живое. Смертельная граница уже достигла глубина 40 м.

Сероводород Химическая формула вещества Тип химической связи Агрегатное состояние при н.у. Цвет Плотность по воздуху Запах Нахождение в природе Растворимость в воде (уравнение диссоциации) Получение в лаборатории (уравнение реакции Окислительно-восстановительные свойства Качетвенная реакция на сульфид ион

молекулярная формула Н 2 S степень окисления серы (-2). Ковалентная полярная связь Молекула сероводорода имеет угловую форму, поэтому она полярна. В отличие от молекул воды, атомы водорода в молекуле не образуют прочных водородных связей, поэтому сероводород является газом.

Нахождение в природе

Нахождение в природе в свободном состоянии встречается в составе вулканических газов, во многих источниках вулканических местностей, входит в состав вулканического пепла в растворенном и отчасти в свободном состоянии сероводород содержится в Черном море, начиная с глубины 200 и более метров. в небольших количествах он образуется всюду, где происходит разложение или гниение органических веществ: она присутствует в минеральных грязях, образующихся на дне неглубоких соляных озер; в виде смешанных веществ нефти и газа. для некоторых микроорганизмов (серобактерии) сероводород не яд, а питательное вещество. Усваивая сероводород они выделяют свободную серу. Такие залежи образуются на дне озер северного побережья Африки, в Киренаике близ г. Бенгази.

Определение плотности по воздуху

Определение плотности по воздуху Д воздух -? М(Воздух)= 29 г/моль М(H 2 S)= 34 г/моль Д воздух = 34:29=1,17 Д воздух =1,17 Вывод: Сероводород немного тяжелее воздуха

Сероводород можно получить 1. В лаборатории сероводород получают взаимодействием сульфида железа с соляной или разбавленной серной кислотами: FeS + H 2 SO 4 => FeSO 4 + H 2 S 2. Синтезом из серы и водорода: H 2 + S => H 2 S 3. Взаимодействием сульфида алюминия с водой (эта реакция отличается чистотой полученного сероводорода) : Al 2 S 3 +6H 2 O => 3 H 2 S +2Al(OH) 3

Удобный способ. Однажды на лекции демонстрировался 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. Смесь парафина и серы при нагревании выделяет сероводород: C 20 H 42 + 21S => 21H 2 S + 20C Чем сильнее нагревается смесь, тем активнее выделяется газ. Если нагревание прекратить, то реакция останавливается, и сероводород не выделяется. Поэтому реакция очень удобна для получения сероводорода в учебных лабораториях.

Физические свойства серы Сероводоро́д (серни́стый водоро́д, сульфи́д водоро́да) - бесцветный газ с запахом тухлых яиц и сладковатым вкусом. Плохо растворим в воде, хорошо - в этаноле. Ядовит. Термически неустойчив (при температурах больше 400 °C разлагается на простые вещества - S и H 2). Сероводород малорастворим в воде. При t = 20 º в одном объеме воды растворяется 2,4 объема сероводорода, этот раствор называют сероводородной водой или слабой сероводородной кислотой. Раствор сероводорода в воде - очень слабая сероводородная кислота.

Диссоциация сероводородной кислоты: H 2 S → H + + HS - HS - ↔ H + + S 2- Диссоциация по второй ступени практически не протекает, так как это слабая кислота. Она дает 2 типа солей: HS - (I) S 2- гидросульфиды сульфиды

Общие свойства кислот Взаимодействуют: -с основаниями -основными и амфотерными оксидами металлами солями

Сероводородная кислота вступает со щелочами в реакцию нейтрализации: H 2 S + NaOH → NaHS + H 2 O избыток H 2 S + 2NaOH → Na 2 S + 2H 2 O избыток NaHS – гидросульфид натрия Na 2 S - сульфид натрия

Качественная реакция на сульфид-ион Pb (NO 3) 2 + Na 2 S → PbS ↓ + 2 NaNO 3 осадок черного цвета (Na 2 S + CuCl 2 → CuS ↓ + 2 HCl) осадок черного цвета

Сероводород обладает свойствами восстановителя Сероводород горит на воздухе голубым пламенем при этом образуется сернистый газ или оксид серы(IV) 2 H 2 S -2 + 3 O 2 → 2 H 2 O + 2 S +4 O 2 S -2 -6е→ S +4 Восстановитель O 2 +4е → 2 O -2 Окислитель При недостатке кислорода образуются пары воды и серы: 2 H 2 S -2 + O 2 → 2 H 2 O + 2 S 0 S -2 - 2 е→ S 0 Восстановитель O 2 +4е → 2 O -2 Окислитель Сероводород обладает свойствами восстановителя: если в пробирку с сероводородом прилить небольшое количество йодной воды, то раствор обесцветится и на поверхности раствора появится сера H 2 S -2 + I 0 2 → S 0 + 2 HI -1 S -2 - 2 е→ S 0 Восстановитель I 0 2 +2 е → 2 I -1 окислитель

Влияние сероводорода на окружающую среду и здоровье человека Очень токсичен. Вдыхание воздуха с содержанием сероводорода вызывает головокружение, головную боль, тошноту, а со значительной концентрацией приводит к коме, судорогам, отёку лёгких и даже к летальному исходу. 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

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

Сероводород продлевает молодость

Домашнее задание: § 31 Спасибо за урок.

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.

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

Сероводород. Сульфиды

Урок химии, 9 класс

Презентацию подготовила

учитель химии

высшей квалификационной категории

МБОУ «Вересаевская средняя школа»

Левицкая Екатерина Николаевна

Актуализация опорных знаний

• Составьте молекулярное и ионные уравнения реакции между растворами:

сульфида железа (II) и серной кислоты

• Какое вещество образуется в результате реакции?

Мотивация к учебной деятельности

Вспомните,

что вы знаете о сероводороде

Сероводород в природе, его физические свойства. Получение сероводорода.

Серная гиена

Ю.Кузнецов «Тайны Чёрного моря»

Трясся Крым двадцать восьмого года,

И вставало море на дыбы,

Испуская, к ужасу народа,

Огненные серные столбы.

Всё прошло.

Опять гуляет пена,

Но с тех пор всё выше,

всё плотней

Сумрачная серная геенна

Подступает к днищам кораблей.

Окислитель или восстановитель?

H + 2 S 2-

S 2- - 2е→ S 0

S 2- - 6е→ S 4+

сероводород обладает свойствами восстановителя,

так как сера , входящая в его состав , имеет минимальную степень окисления -2 и в этом случае может только отдавать электроны

Заполняем таблицу

Свойства

Сероводород

Формула вещества

Тип химической связи

Агрегатное состояние при н.у.

Цвет

Легче или тяжелее воздуха (подтвердить расчётами)

Запах

Растворимость в воде

Физиологическое действие

Нахождение в природе

Получение в лаборатории

Химические свойства сероводорода

Свойства водного раствора сероводорода

Качественная реакция на сульфид -ионы

Горение сероводорода

Сероводород горит

на воздухе голубым пламенем, при этом образуется

сернистый газ, или оксид серы (IV) и вода .

А при недостатке кислорода образуются пары воды и сера .

Работа в парах:

Составьте уравнения этих реакций, расставив коэффициенты методом электронного баланса)

Сероводород - восстановитель

Горение на воздухе (синее пламя):

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

S 2- - 6е→ S 4+

O 0 2 + 4 е = 2 O 2-

Горение при недостатке кислорода:

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

S 2- - 2е→ S 0

O 0 2 + 4 е = 2 O 2-

Проверь себя!

Na 2 S + CuCl 2 = CuS↓ + 2NaCl

2 Na + + S 2- + Cu 2+ +2Cl - = CuS↓ +2 Na + +2Cl -

S 2- + Cu 2+ = CuS↓

Образуется чёрный осадок – CuS -сульфид меди(II)

Самостоятельная работа

Выполните задание

по учебнику:

на выбор

№ 2,3 стр. 70)

Век живи – век учись!

ВСЕМ:

1) Проработать материал параграфа 19

2) Заполнить оставшиеся графы таблицы

3) Задача № 4, тестовые задания с.70

Творческие задание .

1)Используя Интернет и дополнительную литературу, подготовьте сообщение или презентацию по одной из тем:

«Влияние оксида серы (IV) на организм человека»

«Кислотные дожди»

«Применение оксида серы (IV) »

2) Составить 3-5 тестовых задания по изученному материалу.