Презентация Соединения серы Химия. 9 класс. Учитель химии МОУ СОШ 1 г. Алексеевки Харченко Е. П. онлайн

Содержание слайда: Соединения серы Химия. 9 класс. Учитель химии МОУ СОШ №1 г. Алексеевки Харченко Е.П.

Содержание слайда: Сероводоро́д, сернистый водород Н2S

Содержание слайда: Сероводоро́д, сернистый водород Н2S Общие Систематическое наименование сероводород / hydrogen sulphide Химическая формула H2S Отн. молек. Масса 34.082 а. е. м. Молярная масса34.082 г/моль Физические свойства Состояние (ст. усл.)бесцветный газ Плотность1.5392 г/л г/см³ Термические свойства Температура плавления-82.30 °C Температура кипения-60.28 °C Химические свойства pKa6.89, 19±2 Растворимость в воде0.25 (40 °C) г/100 мл КлассификацияРег. номер CAS7782-79-8

Содержание слайда: Сероводоро́д, сернистый водород Н2S Бесцветный газ с неприятным запахом (тухлого яйца) и сладковатым вкусом. Плохо растворим в воде, хорошо — в этаноле. При больших концентрациях разъедает металл. Взрывчатая смесь с воздухом 4,5 - 45%. В природе встречается очень редко в виде смешанных веществ нефти и газа. Имеет очень неприятный запах, вреден для лёгких и всего организма. Сейчас сероводород используют в лечебных целях, например, в сероводородных ваннах

Содержание слайда: Сероводоро́д Н2S Физические свойства Термически неустойчив (при температурах больше 400 °C разлагается на простые вещества — S и H2), ядовитый (вдыхание воздуха с его примесью вызывает головокружение, головную боль, тошноту, а со значительным содержанием приводит к коме, судорогам, отёку лёгких и даже к летальному исходу), 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 (сероводородная вода) H2S является очень слабой сероводородной кислотой.

Содержание слайда: Сероводоро́д Н2S Химические свойства В воде сероводород мало растворим, водный раствор H2S является очень слабой кислотой: H2S → HS− + H+ Ka = 6.9×10−7 моль/л; pKa = 6.89. С основаниями реагирует: H2S + 2NaOH = Na2S + 2H2O (обычная соль, при избытке NaOH) H2S + NaOH = NaHS + H2O (кислая соль, при отношении 1:1) Сероводород — сильный восстановитель. На воздухе он горит синим пламенем: 2H2S + ЗО2 = 2Н2О + 2SO2 при недостатке кислорода: 2H2S + O2 = 2S + 2H2O (на этой реакции основан промышленный способ получения серы). Сероводород реагирует также со многими другими окислителями, при его окислении в растворах образуется свободная сера или SO42-, например: 3H2S + 4HClO3 = 3H2SO4 + 4HCl 2H2S + SO2 = 2Н2О + 3S H2S + I2 = 2HI + S

Содержание слайда: Сероводоро́д Н2S Химические свойства Сульфиды Соли сероводородной кислоты называют сульфидами. В воде хорошо растворимы только сульфиды щелочных металлов, бария и аммония. Сульфиды остальных металлов практически не растворимы в воде, они выпадают в осадок при введении в растворы солей металлов раствора сульфида аммония (NH4)2S. Многие сульфиды ярко окрашены. Для щелочных и щелочноземельных металлов известны также гидросульфиды M+HS и M2+(HS)². Гидросульфиды Са²+ и Sr2+ очень нестойки. Являясь солями слабой кислоты, растворимые сульфиды подвергаются гидролизу. Гидролиз сульфидов, содержащих металлы в высоких степенях окисления (Al2S3, Cr2S3 и др.) часто проходит необратимо. Многие природные сульфиды в виде минералов являются ценными рудами (пирит, халькопирит, киноварь). Получение Взаимодействие разбавленных кислот на сульфиды: Взаимодействие сульфида алюминия с водой (эта реакция отличается чистотой полученного сероводорода):

Содержание слайда: Применеие сероводорода Н2S 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 Используют в органическом синтезе для получения тиофена и меркаптанов В последние годы рассматривается возможность использования сероводорода, накопленного в глубинах Чёрного моря, в качестве энергетического (сероводородная энергетика) и химического сырья.

Содержание слайда: Оксид серы (IV)

Содержание слайда: Оксид серы (IV) Общие свойства Систематическое наименование Оксид серы(IV) Химическая формула SO2 Относительная молекулярная масса 64.054 а. е. м. Молярная масса 64.054 г/моль Физические свойства Состояние (норм. условия )бесцветный газ, Плотность 2,927 г/л (г/см³) Термические свойства Температура плавления−75,5 °C Температура кипения−10,01 °C Химические свойства Растворимость в воде11,5 г/100 мл Классификация Рег. номер CAS[7446-09-5]

Содержание слайда: Химические свойства оксида серы (IV) Относится к кислотным оксидам. Растворяется в воде с образованием сернистой кислоты (при обычных условиях реакция обратима): SO2 + H2O ↔ H2SO3. Со щелочами образует сульфиты: SO2 + 2NaOH → Na2SO3 + H2O. Химическая активность SO2 весьма велика. Наиболее ярко выражены восстановительные свойства SO2, степень окисления серы в таких реакциях повышается: SO2 + Br2 + 2H2O → H2SO4 + 2HBr, 2SO2 + O2 → 2SO3 (требуется катализатор V2O5 и температура 450°С),

Содержание слайда: Химические свойства оксида серы (IV) Данная реакция является качественной реакцией на сульфит-ион SO32- и на SO2 (обесцвечивание фиолетового раствора). 5SO2 + 2KMnO4 + 2H2O → 2H2SO4 + 2MnSO4 + K2SO4. В присутствии сильных восстановителей SO2 способен проявлять окислительные свойства. Например, для извлечения серы их отходящих газов металлургической промышленности используют восстановление SO2 оксидом углерода(II): SO2 + 2CO → 2CO2 + S↓. Или для получения фосфорноватистой кислоты: PH3 + SO2 → H(PH2O2) + S↓

Содержание слайда: Сернистая кислота H2SO3 Неустойчивая двухосновная кислота средней силы, существует лишь в разбавленных водных растворах (в свободном состоянии не выделена): SO2 + H2O ⇆ H2SO3 ⇆ H+ + HSO3- ⇆ 2H+ + SO32-.

Содержание слайда: Химические свойства Сернистой кислоты H2SO3 Кислота средней силы: H2SO3 <=> H+ + HSO3-, KI = 2·10-2 HSO3- <=> H+ + SO32-, KII = 6·10-8 Растворы H2SO3 всегда имеют резкий специфический запах (похожий на запах зажигающейся спички), обусловленный наличием химически не связанного водой SO2. Двухосновная кислота, образует два ряда солей: кислые — гидросульфиты (в недостатке щёлочи): и средние — сульфиты (в избытке щёлочи): Как и сернистый газ, сернистая кислота и её соли являются сильными восстановителями: При взаимодействии с ещё более сильными восстановителями может играть роль окислителя: Качественная реакция на сульфит-ионы — обесцвечивание раствора перманганата калия:

Содержание слайда: Применение Сернистой кислоты H2SO3 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).

Содержание слайда: Оксид серы (VI)

Содержание слайда: Оксид серы (VI) Общие свойства Систематическое наименование Оксид серы(VI) Химическая формула SO3 Отн. молек. Масса 80.06 а. е. м. Молярная масса 80.06 г/моль Физические свойства Состояние (ст. усл.) бесцветный газ Плотность1.92 г/см³ Термические свойства Температура плавления16,9 °C Температура кипения45 °C Энтальпия образования (ст. усл.)−397.77 кДж/моль Классификация Рег. номер CAS[7446-11-9]

Содержание слайда: Оксид серы (VI) Физические свойства Окси́д се́ры(VI) (се́рный ангидри́д, трео́кись се́ры, се́рный га́з) SO3 — высший оксид серы, тип химической связи: ковалентная полярная В обычных условиях легколетучая бесцветная жидкость с удушающим запахом. При температурах ниже 16,9 °C застывает с образованием смеси различных кристаллических модификаций твёрдого SO3.

Содержание слайда: Оксид серы (VI) При переходе в жидкое и кристаллическое состояния образуются циклический тример и зигзагообразные цепи. Пространственная модель молекулы SO3

Содержание слайда: Получение оксида серы (VI) Получают, окисляя оксид серы(IV) кислородом воздуха при нагревании, в присутствии катализатора (V2O5, Pt или Na2VO3): 2SO2 + O2 → 2SO3 + Q. Можно получить термическим разложением сульфатов: Fe2(SO4)3 → Fe2O3 + 3SO3, или взаимодействием SO2 с озоном: SO2 + O3 → SO3 + O2↑. Для окисления SO2 используют также NO2: SO2 + NO2 → SO3 + NO↑. Эта реакция лежит в основе исторически первого, нитрозного способа получения серной кислоты.

Содержание слайда: Оксид серы (VI) Химические свойства 1. Кислотно-основные: SO3 — типичный кислотный оксид, ангидрид серной кислоты. Его химическая активность достаточно велика. При взаимодействии с водой образует серную кислоту: SO3 + H2O → H2SO4. Взаимодействует с основаниями: 2KOH + SO3 → K2SO4 + H2O, основными оксидами: CaO + SO3 → CaSO4, c амфотерными оксидами: 3SO3 + Al2O3 → Al2(SO4)3. SO3 растворяется в 100%-й серной кислоте, образуя олеум: H2SO4 (100 %) + SO3 → H2S2O7.

Содержание слайда: Оксид серы (VI) Химические свойства 2. Окислительно-восстановительные: SO3 характеризуется сильными окислительными свойствами, восстанавливается, обычно, до сернистого ангидрида: 5SO3 + 2P→ P2O5 + 5SO2 3SO3 + H2S → 4SO2 + H2O 2SO3 + 2KI → SO2 + I2 + K2SO4. 3. При взаимодействии с хлороводородом образуется хлорсульфоновая кислота: SO3 + HCl → HSO3Cl Также присоединяет хлор, образуя тионилхлорид: SO3 + Cl2 + 2SCl2 → 3SOCl2

Содержание слайда: Серная кислота Н2 SO4

Содержание слайда: Серная кислота Н2 SO4 Общие свойства Систематическое наименование серная кислота Химическая формула H2SO4 Отн. молек. Масса 62.03 а. е. м. Молярная масса98.078 г/моль Физические свойства Состояние (ст. усл.)бесцветная маслянистая жидкость без запаха Плотность1,8356 г/см³ Термические свойства Температура плавления10,38 °C Температура кипения279,6 °C Химические свойства Растворимость в водесмешивается во всех соотношениях г/100 мл Классификация Рег. номер CAS7664-93-

Содержание слайда: Физические свойства серной кислоты Н2 SO4 Се́рная кислота́ H2SO4 — сильная двухосновная кислота, отвечающая высшей степени окисления серы (+6). При обычных условиях концентрированная серная кислота — тяжёлая маслянистая жидкость без цвета и запаха. В технике серной кислотой называют её смеси как с водой, так и с серным ангидридом SO3. Если молярное отношение SO3:H2O < 1, то это водный раствор серной кислоты, если > 1, — раствор SO3 в серной кислоте (олеум).

Содержание слайда: Химические свойства серной кислоты Н2 SO4 Серная кислота - сильная двухосновная кислота, диссоциация ее протекает по двум ступеням: H2SO4 = H+ + HSO4- - первая ступень HSO4- =H+ + SO42- - вторая ступень В концентрированных растворах диссоциация серной кислоты по второй ступени незначительна. Серная кислота - сильнейшее дегидратирующее (водоотнимающее) вещество. Она поглощает влагу из воздуха (гигроскопична), отнимает воду 1. от кристаллогидратов: CuSO4*5H2O голубой ------------------------> CuSO4 белый + 5H2O 2. углеводов (обугливает дерево и бумагу): C12H22O11 --------------------------> 12C + 11H2O 3. спиртов: C2H5OH -----------------------------> CH2=CH2 + H2O В окислительно-восстановительных реакциях разбавленная серная кислота проявляет свойства обычной кислоты (неокислитель) - при этом восстанавливаются ионы Н+, например: Fe + H2SO4 разб.= FeSO4 + H2 Разбавленная H2SO4 не взаимодействует с металлами, стоящими в ряду напряжений правее водорода. Концентрированная серная кислота - кислота-окислитель, при этом восстанавливается сера (+6). Она окисляет металлы, стоящие в ряду напряжений правее водорода: Cu + 2H2SO4конц. = CuSO4 + SO2 + 2H2O

Содержание слайда: Химические свойства серной кислоты Н2 SO4 Серная кислота проявляет все свойства сильных кислот: а) взаимодействует с основными оксидами: CuO + H2SO4 = CuSO4 + H2O б) с основаниями: 2NaOH + H2SO4= Na2SO4 + 2H2O в) вытесняет другие кислоты из их солей, например те, которые слабее нее: CaCO3 + H2SO4 = CaSO4 + CO2 + H2O или более летучие (обладающие температурами кипения ниже, чем у серной кислоты): NaNO3твердый + H2SO4 конц.= NaHSO4 + HNO3- при нагревании и металлы,стоящие левее водорода, при этом сера восстанавливается до степени окисления +4, 0 и -2: Zn + 2H2SO4 = ZnSO4 + SO2 + 2H2O 3Zn + 4H2SO4 = 3ZnSO4 + S + 4H2O 4Zn + 5H2SO4 = 4ZnSO4 + H2S + 4H2O

Содержание слайда: Химические свойства серной кислоты Н2 SO4 Железо, алюминий, хром концентрированной серной кислотой пассивируются, однако при сильном нагревании реакция начинается, например: 2Fe + 6H2SO4 = Fe2(SO4)3 + 3SO2 + 6H2O Концентрированная серная кислота окисляет неметаллы, например: C + 2H2SO4 = CO2 + 2SO2 + 2H2O S +2H2SO4 = 3SO2 + 2H2O Концентрированная серная кислота окисляет также сложные вещества, например HI и HBr: 2HBr + H2SO4 = Br2 + SO2 + 2H2O 8HI + H2SO4 = 4I2 + H2S + 4H2O соли железа (2): 2FeSO4 + 2H2SO4 = Fe2(SO4)3 + 2H2O + SO2

Содержание слайда: Задания для самостоятельной работы: Напишите уравнения взаимодействия разбавленной серной кислоты с металлами; основными оксидами; амфотерными оксидами; основаниями; амфотерными гидроксидами.

Содержание слайда: 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 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

Содержание слайда: 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 SO2 Окисление SO2 в SO3 Абсорбция SO3 В промышленности применяют два метода окисления SO2 в производстве серной кислоты: контактный — с использованием твердых катализаторов (контактов), и нитрозный — с оксидами азота.

Содержание слайда: Производство серной кислоты

Содержание слайда: Схема «Производство серной кислоты контактным способом»:

Содержание слайда: Применение серной кислоты В производстве минеральных удобрений; как электролит в свинцовых аккумуляторах; для получения различных минеральных кислот и солей; в производстве химических волокон, красителей, дымообразующих веществ и взрывчатых веществ; в нефтяной, металлообрабатывающей, текстильной, кожевенной и др. отраслях промышленности; в пищевой промышленности — зарегистрирована в качестве пищевой добавки E513(эмульгатор); в промышленном органическом синтезе в реакциях: дегидратации (получение диэтилового эфира, сложных эфиров); гидратации (этанол из этилена); сульфирования (синтетические моющие средства и промежуточные продукты в производстве красителей); алкилирования (получение изооктана, полиэтиленгликоля, капролактама) и др. Самый крупный потребитель серной кислоты — производство минеральных удобрений.

Содержание слайда: Исторические сведения о серной кислоте Серная кислота известна с древности. Первое упоминание о кислых газах, получаемых при прокаливании квасцов или железного купороса «зеленого камня», встречается в сочинениях, приписываемых арабскому алхимику Джабир ибн Хайяну. Позже, в IX веке персидский алхимик Ар-Рази, прокаливая смесь железного и медного купороса (FeSO4•7H2O и CuSO4•5H2O), также получил раствор серной кислоты. Этот способ усовершенствовал европейский алхимик Альберт Магнус, живший в XIII веке. В XV веке алхимики обнаружили, что серную кислоту можно получить, сжигая смесь серы и селитры, или из пирита — серного колчедана, более дешевого и распространенного сырья, чем сера. Таким способом получали серную кислоту на протяжении 300 лет, небольшими количествами в стеклянных ретортах. И только в середине 18 столетия, когда было установлено, что свинец не растворяется в серной кислоте, от стеклянной лабораторной посуды перешли к большим промышленным свинцовым камерам.

Содержание слайда: Дополнительные сведения о серной кислоте Мельчайшие капельки серной кислоты могут образовываться в средних и верхних слоях атмосферы в результате реакции водяного пара и вулканического пепла, содержащего большие количества серы. Получившаяся взвесь, из-за высокого альбедо облаков серной кислоты, затрудняет доступ солнечных лучей к поверхности планеты. Поэтому (а также в результате большого количества мельчайших частиц вулканического пепла в верхних слоях атмосферы, также затрудняющих доступ солнечному свету к планете) после особо сильных вулканических извержений могут произойти значительные изменения климата. Например, в результате извержения вулкана Ксудач (п-ов Камчатка, 1907 г.) повышенная концентрация пыли в атмосфере держалась около 2 лет, а характерные серебристые облака серной кислоты наблюдались даже в Париже[1]. Взрыв вулкана Пинатубо в 1991 году, отправивший в атмосферу 3·107 тонн серы, привёл к тому, что 1992 и 1993 года были значительно холоднее, чем 1991 и 1994 [2].

Содержание слайда:

Содержание слайда: