Техники и обучение 

Сероводород. Сульфиды


Слайд 2

Сера

Сера – халькоген, довольно активный неметалл. Сущетсвует три аллотропных модификации серы: ромбическая S8 пластическая моноклинная

Слайд 3

Характеристика серы

Серав ПСХЭ: положение (период, группа) строение атома свойства элемента по периоду / в главной п/гр высший оксид высший гидроксид ЛВС

Слайд 4

Получение

При сливании растворов сероводородной и сернистой кислот: H2SO3 + 2H2S = 3S + 3H2O При неполном сгорании сероводорода (при недостатке воздуха): 2H2S + O2 = 2S + 2H2O

Слайд 5

Химические свойства

Не смачивается и не реагирует с водой. Какокислитель реагирует с: металлами (кроме золота) Hg + S = HgS (обезвреживание разлитой ртути) водородоми неметаллами, у которых с.о. меньше (углеродом, фосфором и т.п.)

Слайд 6

Каквосстановитель реагирует с: кислородом хлором фтором

Слайд 7

S-2(с ме, C, P, H2): C + 2S = CS2 H2 + S = H2S S0 S S+2 S + Cl2 = SCl2 S+4 S + O2 = SO2H2SO3 S+6 S + 3F2 = SF6H2SO4 усиление окислительной способности ионов

Слайд 8

Сероводород

H2S – сероводород. Его раствор в воде называется сероводородной кислотой. Кислота слабая двухосновная, поэтому диссоциирует ступенчато: I: H2S ↔ H+ + HS– II: HS– ↔ H+ + S–

Слайд 9

Проявляет все свойства кислот. Реагирует с: основными оксидами: H2S + CaO = CaS + H2O основаниями: H2S + KOH ↔ KHS + H2O H2S + OH– ↔ HS– + H2O H2S + 2KOH ↔ K2S + H2O H2S + 2OH– ↔ S2– + H2O

Слайд 10

солями: CuCO3 + H2S = CuS + H2CO3 металлами: Ca + H2S = CaS + H2

Слайд 11

Свойства солей

Кислые соли сероводородной кислоты – гидросульфиды (KHS, NaHS) хорошо растворимы в воде. Растворимыми также являются сульфиды щелочных и щёлочноземельных металлов. Сульфиды остальных металлов в воде нерастворимы, а сульфиды меди, свинца, серебра, ртути и др. тяжёлых ме нерастворимы даже в кислотах (кроме азотной).

Слайд 12

Окисление сероводорода

Сероводород легко окисляется кислородом (какпри избытке O2и недостатке?). Бромной водой Br2: H2S + Br2 = 2HBr + S↓ желто- оранжевая бесцветная

Слайд 13

Оксид серы (IV)

SO2 – сернситый газ. Реагирует с водой с образование H2SO3. Типичный кислотный оксид. Взаимодействует с основаниями (образуется соль (сульфит или гидросульфит) и вода) и основными оксидами (образуется только соль).

Слайд 14

Получают: горением серы обжигом пирита действием кислот на сульфиты взаимодействием конц. серной кислоты и тяжелых ме

Слайд 15

Оксид серы (VI)

SO3 - кислотный оксид.Реагирует с водой с образование H2SO4, с основаниями (образуется соль (сульфат или гидросульфат) и вода) и основными оксидами. Получают окислением сернистого газа. Растворяется в серной кислоте с образованием олеума: H2SO4 + nSO3 = H2SO4·nSO3 олеум

Слайд 16

Серная кислота

Серная кислота H2SO4– тяжёлая маслянистая жидкость без запаха и цвета. При концентрации > 70% –серная кислота называется концентрированной, менее 70% - разбавленной. Диссоциация серной кислоты выражается уравнением: H2SO4 ↔ 2H++ SO42–

Слайд 17

Кислота реагирует с амофотерными и основными оксидами и гидроксидами, солями: H2SO4 + BaCl2 = BaSO4↓ + HCl Последняя реакция является качественной на SO42–ион (образуется нерастворимый осадок белого цвета).

Слайд 18

H2SO4 H2SO4 +1 +6 -2 H2SO4 +1 +6 -2 разбавленная концентрированная H+ ― окислитель 2H+ + 2e– = H2 S+6 ― окислитель S+6 +8e– +6e– +2e– S-2 (H2S) S0 (S) S+4 (SO2)

Слайд 19

C разбавленной серной кислотой реагируют все металлы, стоящие в ряду активности до водорода. При реакции образуется сульфат металла и выделяется водород: H2SO4 + Zn = ZnSO4 + H2 Металлы, стоящие после водорода с разбавленной кислотой не реагируют: Cu + H2SO4 ≠

Слайд 20

Концентрированная серная кислота

Металлы, стоящие в ряду активности после водорода, взаимодействуют с концентрированной серной кислотой по следующей схеме: H2SO4(конц.) + Ме = МеSO4 + SO2 + H2O Т.е. образуются: сульфат металла оксид серы(IV) - сернистый газ SO2 вода

Слайд 21

Более активными ме серная кислота при определённых условиях может восстанавливаться до серы в чистом виде или сероводорода. На холоде конц. серная кислота пассивирует железо и алюминий, поэтому их перевозят в железных цистернах: H2SO4(конц.) + Fe ≠ (на холоде)

Слайд 22

Получение серной кислоты

получение SO2(обычно обжигом пирита) окисление SO2 в SO3 в присутсвии катализатора – оксида ванадия(V) растворение SO3 в серной кислоте с получением олеума

Слайд 23

Сульфаты

Соли серной кислоты имеют все свойства солей. Особенным является их отношение к нагреванию: сульфаты активных ме (Na, K, Ba) не разлагаются даже при t > 1000˚C другие (Cu,Al, Fe) даже при небольшом нагревании распадаются на оксид серы(VI) и оксид металла

Слайд 24

Вопросы

в каких реакциях сера играет роль окислителя? восстановителя? какие степени она при этом проявляет? чем обусловлено различие свойств концентрированной и разбавленной серной кислоты? напишите уравнения реакции конц. и разбавленной кислот с медью и цинком. как отличить растворы иодида натрия и сульфата натрия? предложите два способа и напишите уравнения реакций в молекулярном и ионном видах.

Слайд 25

Задания

Какое кол-во сернистого газа можно получить из 10 кг руды, содержащей 48% пирита? Какой объем занимают: а)4 моль SO2? б) 128 г SO3? Осуществите реакции: O2 → S → SO2 → SO3 → H2SO4 → Na2SO4 → BaSO4

Посмотреть все слайды

Вулканическая сера

Физические свойства серы напрямую зависят от аллотропной модификации. Например, самая известная модификация серы - ромбическая, S₈. Она представляет собой достаточно хрупкое кристаллическое вещество желтого цвета.


Структура молекулы ромбической серы S₈

Кроме ромбической, существует и множество других модификаций, количество которых, по разным источникам, достигает трех десятков.

Химические свойства элемента

При нормальной температуре химическая активность серы довольно мала. Зато при нагревании сера зачастую взаимодействует со всеми простыми веществами, металлами и неметаллами.

S + O₂ → SO₂

Сера является важнейшим элементом в жизни и животных, широко используется в промышленности, начиная от медицины и заканчивая пиротехническими устройствами.

Серная кислота


Серная кислота имеет формулу H₂­SO₄ и является сильнейшей двухосновной кислотой. Раньше это вещество называли купоросным маслом, потому что концентрированная кислота имеет густоватую маслянистую консистенцию.

Серная кислота легко смешивается с водой, но готовить такие растворы нужно с осторожностью: концентрированную кислоту нужно аккуратно приливать в воду, и ни в коем случае не наоборот.

Серная кислота относится к едким веществам, она способна растворять некоторые . Поэтому ее часто используют при добыче руд. На коже кислота оставляет сильнейшие ожоги, поэтому при работе с ней крайне важно соблюдать технику безопасности.

Получение «купоросного масла»

В промышленности используют контактный способ получения с помощью окисления сернистого газа, который образуется при горении серы - SO₂ (диоксид серы). Далее из сернистого газа получают триоксид серы SO₃, который затем растворяют в самой концентрированной серной кислоте. Получаемый при этом раствор называют олеумом . Чтобы получить «купоросное масло», олеум разбавляют водой.

Химические свойства серной кислоты

При взаимодействии с металлами, а также углеродом и серой концентрированная серная кислота их окисляет:

Сu + 2H₂­SO₄ (конц.) → Cu­SO₄ + SO₂ + 2H₂O.

C(графит) + 2H₂­SO₄ (конц., гор.) → CO₂ + 2SO₂ + 2H₂O

S + 2H₂­SO₄ (конц.) → 3SO₂ + 2H₂O

Разбавленная кислота способна реагировать со всеми металлами, которые находятся левее водорода в ряду напряжений:

Fe + H₂­SO₄ (разб.) → Fe­S­O₄ + H₂

Zn + H₂­SO₄ (разб.) → Zn­SO₄ + H₂

В реакциях с основаниями разбавленная H₂­SO₄ образует сульфаты и гидросульфаты:

H₂­SO₄ + NaOH → NaH­SO₄ + H₂O;

H₂­SO₄ + 2NaOH → Na₂­SO₄ + 2H₂O.

Также данная кислота может реагировать и с основными оксидами, при этом получаются сульфаты:

CaO + H₂­SO₄ → Ca­SO₄↓ + H₂O.

Цели урока: рассмотреть свойства соединений серы – сероводорода, сероводородной кислоты и ее солей; сернистой кислоты и ее солей.

Оборудование: образцы сульфидов, сульфитов металлов, компьютерная презентация.

Ход урока

I. Подготовка к уроку

(Проверить готовность к уроку групп учащихся, оборудования, класса; отметить в классном журнале отсутствующих учащихся; сообщить тему и цели урока) .

II. Проверка знаний учащихся.

1. Решить задачу “Слайд № 1-1”:

Самородная сера, содержащая 30% примесей, была использована для получения оксида серы (IV) массой 8 г. Определите массу (в граммах) самородной серы.

Ответ: m(S) = 5,7 г.

2. Устные вопросы:

  • Расскажите о строении атома серы и степени окисления её.
  • Охарактеризуйте аллотропию серы.
  • Раскройте химические свойства серы.

3. Запишите уравнение химической реакции с точки зрения электролитической диссоциации между сульфатом цинка и гидроксидом калия “Слайд № 1-1”.

4. Проверка письменного домашнего задания – 6 учащихся.

5. Блок вопросов “Слайд № 2”:

  • Прочитайте формулировку Периодического закона, данную Д.И. Менделеевым (свойства химических элементов и образованных ими веществ находятся в периодической зависимости от относительных атомных масс элементов).
  • Прочитайте современную формулировку Периодического закона (свойства химических элементов и образованных ими веществ находятся в периодической зависимости от зарядов их атомных ядер).
  • Что называют химическим элементом? (химический элемент – это атомы одного вида)
  • В каких формах существует химический элемент? (химический элемент существует в трех формах: свободные атомы, простые вещества, сложные вещества).
  • Какие вещества называют простыми? (простыми называют вещества, молекула которых образована атомами одного химического элемента).
  • Какие вещества называют сложными? (сложными называют вещества, молекула которых образована атомами разных химических элементов).
  • На какие классы делятся сложные вещества? (сложные вещества делятся на четыре класса: оксиды, основания, кислоты, соли).
  • Какие вещества называют солями? (соли – это сложные вещества, молекула которых состоит из атомов металла и кислотных остатков).
  • Какие вещества называют кислотами? (кислоты – это сложные вещества, молекула которых состоит из атомов водорода и кислотного остатка).

III. Изучение нового материала.

План изучения нового материала “Слайд № 3”.

  1. Сероводород и сульфиды.
  2. Сернистая кислота и её соли.

1. Сероводород и сульфиды.

Сегодня мы как раз и познакомимся с некоторыми кислотами, которые образует сера. На прошлом уроке было отмечено, что при взаимодействии водорода и серы получается сероводород. Точно также проходит реакция водорода со всеми халькогенами. (H 2 O – H 2 S – H 2 Se – H 2 Te) “Слайд № 4-1”. Из них только вода представляет собой жидкость, остальные – газы, растворы которых будут проявлять кислотные свойства. Подобно галогеноводородам, прочность молекул халькогеноводородов уменьшается, а сила кислот, наоборот, возрастает “Слайд № 4-2”.

Сероводород – бесцветный газ с резким запахом. Он очень ядовит. Является сильнейшим восстановителем. Как восстановитель он активно взаимодействует с растворами галогенов “Слайд № 5-1”:

H 2 + S -2 + I 2 0 = S 0 + 2H + I -

Сероводород горит “Слайд № 5-2”:

2H 2 S + O 2 = 2H 2 O + 2S(при охлаждении пламени).

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

При растворении сероводорода в воде образуется слабая сероводородная кислота [Демонстрация действия на кислоту индикаторов].

Сульфиды щелочных и щелочноземельных металлов, а также сульфид аммония хорошо растворимы и окрашены в различные цвета.

Задание. Проклассифицируйте сероводородную кислоту (сероводородная – это бескислородная, двухосновная кислота).

Таким образом, диссоциация сероводородной кислоты происходит ступенчато “Слайд № 5-3”:

H 2 S <–> H + + HS - (первая ступень диссоциации)

HS - <–> H + + S 2- (вторая ступень диссоциации),

значит, сероводородная кислота образует два вида солей:

гидросульфиды – соли, в которых металлом замещен только один атом водорода (NaHS)

сульфиды – соли, в которых металлом замещены оба атома водорода (Na 2 S).

2. Сернистая кислота и её соли .

Рассмотрим еще одну кислоту, которую образует сера. Мы уже выяснили, что при горении сероводорода образуется оксид серы (IV). Это бесцветный газ с характерным запахом. Он проявляет типичные свойства кислотных оксидов и хорошо растворяется в воде, образуя слабую сернистую кислоту [Демонстрация действия на кислоту индикаторов]. Она не устойчива и разлагается на исходные вещества “Слайд № 6-1”:

H 2 O + SO 2 <–> H 2 SO 3

Оксид серы (IV) можно получить разными способами “Слайд № 6-2:

а) горение серы;
б) горение сероводорода;
в) общих сульфидов.

Оксид серы (IV) и сернистая кислота являются типичными восстановителями и одновременно слабыми окислителями “Слайд № 7-1”. [Демонстрация действия кислоты на цветную ткань].

Таблица 1. “Слайд № 7-2”

Степени окисления серы в соединениях.

Вывод “Слайд № 8”. Только восстановительные свойства проявляют элементы, находящиеся в низшей степени окисления .

Только окислительные свойства проявляют элементы, находящиеся в высшей степени окисления .

Как восстановительные, так и окислительные свойства проявляют элементы, имеющие промежуточную степень окисления .

Задание. Проклассифицируйте сернистую кислоту (сернистая – это бескислородная, двухосновная кислота).

Значит, сернистая кислота образует два вида солей:

гидросульфиты – соли, в которых металлом замещен только один атом водорода (NaHSО 3)

сульфиты – соли, в которых металлом замещены оба атома водорода (Na 2 SО 3).

IV. Задание на дом

“Слайд № 9”: § 23 (с.134-140) упр. 1, 2, 5.

“Слайд № 10”.

Литература

  1. Габриелян О.С. Химия. 9 класс: учебн. для общеобразоват. учреждений / О.С. Габриелян. – 14-е изд., испр. – М. : Дрофа, 2008. – 270, с. : ил.
  2. Габриелян О.С. Настольная книга учителя. Химия. 9класс / О.С. Габриелян, И.Г. Остроумов. – М.: Дрофа, 2002. – 400 с.
  3. Глинка Н.Л. Общая химия: Учебное пособие для вузов / Под ред. А.И. Ермакова. – изд. 30-е, исправленное – М.: Интеграл-Пресс, 2008. – 728 с.
  4. Горковенко М.Ю. Химия. 9 класс. Поурочные разработки к учебникам О.С. Габриеляна (М.: Дрофа); Л.С. Гузея и др. (М.: Дрофа); Г.Е. Рудзитиса, Ф.Г Фельдмана (М.: Просвещение). – М.: “ВАКО”, 2004, 368 с. – (В помощь школьному учителю).
  5. Химия. – 2-е изд., перераб. / ред. коллегия: М. Аксёноыв, И. Леенсон, С. Мартынова и др. – М.: Мир энциклопедий Аванта+, Астрель, 2007. – 656 с.: ил. (Энциклопедия для детей).

Сера – элемент 3‑го периода и VIA‑группы Периодической системы, порядковый номер 16, относится к халькогенам. Электронная формула атома [ 10 Ne]3s 2 3p 4 , характерные степени окисления 0, ‑II, +IV и +VI, состояние S VI считается устойчивым.

Шкала степеней окисления серы:

Электроотрицательность серы равна 2,60, для нее характерны неметаллические свойства. В водородных и кислородных соединениях находится в составе различных анионов, образует кислородсодержащие кислоты и их соли, бинарные соединения.

В природе – пятнадцатый по химической распространенности элемент (седьмой среди неметаллов). Встречается в свободном (самородном) и связанном виде. Жизненно важный элемент для высших организмов.

Сера S. Простое вещество. Желтая кристаллическая (α‑ромбическая и β‑моноклинная,

при 95,5 °C) или аморфная (пластическая). В узлах кристаллической решетки находятся молекулы S 8 (неплоские циклы типа «корона»), аморфная сера состоит из цепей S n . Низкоплавкое вещество, вязкость жидкости проходит через максимум при 200 °C (разрыв молекул S 8 , переплетение цепей S n). В паре – молекулы S 8 , S 6 , S 4 , S 2 . При 1500 °C появляется одноатомная сера (в химических уравнениях для простоты любая сера изображается как S).

Сера не растворяется в воде и при обычных условиях не реагирует с ней, хорошо растворима в сероуглероде CS 2 .

Сера, особенно порошкообразная, обладает высокой активностью при нагревании. Реагирует как окислитель с металлами и неметаллами:

а как восстановитель – с фтором, кислородом и кислотами (при кипячении):

Сера подвергается дисмутации в растворах щелочей:

3S 0 + 6КОН (конц.) = 2K 2 S ‑II + K 2 S IV O 3 + 3H 2 O

При высокой температуре (400 °C) сера вытесняет иод из иодоводорода:

S + 2НI (г) = I 2 + H 2 S,

но в растворе реакция идет в обратную сторону:

I 2 + H 2 S (p) = 2 HI + S↓

Получение : в промышленности выплавляется из природных залежей самородной серы (с помощью водяного пара), выделяется при десульфурации продуктов газификации угля.

Сера применяется для синтеза сероуглерода, серной кислоты, сернистых (кубовых) красителей, при вулканизации каучука, как средство защиты растений от мучнистой росы, для лечения кожных заболеваний.

Сероводород H 2 S. Бескислородная кислота. Бесцветный газ с удушающим запахом, тяжелее воздуха. Молекула имеет строение дважды незавершенного тетраэдра [::S(H) 2 ]

(sp 3 ‑гибридизация, валетный угол Н – S–Н далек от тетраэдрического). Неустойчив при нагревании выше 400 °C. Малорастворим в воде (2,6 л/1 л Н 2 O при 20 °C), насыщенный раствор децимолярный (0,1М, «сероводородная вода»). Очень слабая кислота в растворе, практически не диссоциирует по второй стадии до ионов S 2‑ (максимальная концентрация S 2‑ равна 1 10 ‑13 моль/л). При стоянии на воздухе раствор мутнеет (ингибитор – сахароза). Нейтрализуется щелочами, не полностью – гидратом аммиака. Сильный восстановитель. Вступает в реакции ионного обмена. Сульфидирующий агент, осаждает из раствора разноокрашенные сульфиды с очень малой растворимостью.

Качественные реакции – осаждение сульфидов, а также неполное сгорание H 2 S с образованием желтого налета серы на внесенном в пламя холодном предмете (фарфоровый шпатель). Побочный продукт очистки нефти, природного и коксового газа.

Применяется в производстве серы, неорганических и органических серосодержащих соединений как аналитический реагент. Чрезвычайно ядовит. Уравнения важнейших реакций:

Получение : в промышленности – прямым синтезом:

Н 2 + S = H 2 S (150–200 °C)

или при нагревании серы с парафином;

в лаборатории – вытеснением из сульфидов сильными кислотами

FeS + 2НCl (конц.) = FeCl 2 + H 2 S

или полным гидролизом бинарных соединений:

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

Сульфид натрия Na 2 S. Бескислородная соль. Белый, очень гигроскопичный. Плавится без разложения, термически устойчивый. Хорошо растворим в воде, гидролизуется по аниону, создает в растворе сильнощелочную среду. При стоянии на воздухе раствор мутнеет (коллоидная сера) и желтеет (окраска полисульфида). Типичный восстановитель. Присоединяет серу. Вступает в реакции ионного обмена.

Качественные реакции на ион S 2‑ – осаждение разноокрашенных сульфидов металлов, из которых MnS, FeS, ZnS разлагаются в НCl (разб.).

Применяется в производстве сернистых красителей и целлюлозы, для удаления волосяного покрова шкур при дублении кож, как реагент в аналитической химии.

Уравнения важнейших реакций:

Na 2 S + 2НCl (разб.) = 2NaCl + H 2 S

Na 2 S + 3H 2 SO 4 (конц.) = SO 2 + S↓ + 2H 2 O + 2NaHSO 4 (до 50 °C)

Na 2 S + 4HNO 3 (конц.) = 2NO + S↓ + 2H 2 O + 2NaNO 3 (60 °C)

Na 2 S + H 2 S (насыщ.) = 2NaHS

Na 2 S (т) + 2O 2 = Na 2 SO 4 (выше 400 °C)

Na 2 S + 4H 2 O 2 (конц.) = Na 2 SO 4 + 4H 2 O

S 2‑ + M 2+ = MnS (телесн.)↓; FeS (черн.)↓; ZnS (бел.)↓

S 2‑ + 2Ag + = Ag 2 S (черн.)↓

S 2‑ + M 2+ = СdS (желт.)↓; PbS, CuS, HgS (черные)↓

3S 2‑ + 2Bi 3+ = Bi 2 S 3 (кор. – черн.)↓

3S 2‑ + 6H 2 O + 2M 3+ = 3H 2 S + 2M(OH) 3 ↓ (M = Al, Cr)

Получение в промышленности – прокаливание минерала мирабилит Na 2 SO 4 10Н 2 O в присутствии восстановителей:

Na 2 SO 4 + 4Н 2 = Na 2 S + 4Н 2 O (500 °C, кат. Fe 2 O 3)

Na 2 SO 4 + 4С (кокс) = Na 2 S + 4СО (800–1000 °C)

Na 2 SO 4 + 4СО = Na 2 S + 4СO 2 (600–700 °C)

Сульфид алюминия Al 2 S 3 . Бескислородная соль. Белый, связь Al – S преимущественно ковалентная. Плавится без разложения под избыточным давлением N 2 , легко возгоняется. Окисляется на воздухе при прокаливании. Полностью гидролизуется водой, не осаждается из раствора. Разлагается сильными кислотами. Применяется как твердый источник чистого сероводорода. Уравнения важнейших реакций:

Al 2 S 3 + 6Н 2 O = 2Al(ОН) 3 ↓ + 3H 2 S (чистый)

Al 2 S 3 + 6НCl (разб.) = 2AlCl 3 + 3H 2 S

Al 2 S 3 + 24HNO 3 (конц.) = Al 2 (SO 4) 3 + 24NO 2 + 12H 2 O (100 °C)

2Al 2 S 3 + 9O 2 (воздух) = 2Al 2 O 3 + 6SO 2 (700–800 °C)

Получение : взаимодействие алюминия с расплавленной серой в отсутствие кислорода и влаги:

2Al + 3S = AL 2 S 3 (150–200 °C)

Сульфид железа (II) FeS. Бескислородная соль. Черно‑серый с зеленым оттенком, тугоплавкий, разлагается при нагревании в вакууме. Во влажном состоянии чувствителен к кислороду воздуха. Нерастворим в воде. Не выпадает в осадок при насыщении растворов солей железа(II) сероводородом. Разлагается кислотами. Применяется как сырье в производстве чугуна, твердый источник сероводорода.

Соединение железа(III) состава Fe 2 S 3 не известно (не получено).

Уравнения важнейших реакций:

Получение:

Fe + S = FeS (600 °C)

Fe 2 O 3 + H 2 + 2H 2 S = 9FeS + 3H 2 O (700‑1000 °C)

FeCl 2 + 2NH 4 HS (изб.) = FeS ↓ + 2NH 4 Cl + H 2 S

Дисульфид железа FeS 2 . Бинарное соединение. Имеет ионное строение Fe 2+ (–S – S–) 2‑ . Темно‑желтый, термически устойчивый, при прокаливании разлагается. Нерастворим в воде, не реагирует с разбавленными кислотами, щелочами. Разлагается кислотами‑окислителями, подвергается обжигу на воздухе. Применяется как сырье в производстве чугуна, серы и серной кислоты, катализатор в органическом синтезе. В природе – рудные минералы пирит и марказит.

Уравнения важнейших реакций:

FeS 2 = FeS + S (выше 1170 °C, вакуум)

2FeS 2 + 14H 2 SO 4 (конц., гор.) = Fe 2 (SO 4) 3 + 15SO 2 + 14Н 2 O

FeS 2 + 18HNO 3 (конц.) = Fe(NO 3) 3 + 2H 2 SO 4 + 15NO 2 + 7H 2 O

4FeS 2 + 11O 2 (воздух) = 8SO 2 + 2Fe 2 O 3 (800 °C, обжиг)

Гидросульфид аммония NH 4 HS. Бескислородная кислая соль. Белый, плавится под избыточным давлением. Весьма летучий, термически неустойчивый. На воздухе окисляется. Хорошо растворим в воде, гидролизуется по катиону и аниону (преобладает), создает щелочную среду. Раствор желтеет на воздухе. Разлагается кислотами, в насыщенном растворе присоединяет серу. Щелочами не нейтрализуется, средняя соль (NH 4) 2 S не существует в растворе (условия получения средней соли см. в рубрике «H 2 S»). Применяется в качестве компонента фотопроявителей, как аналитический реагент (осадитель сульфидов).

Уравнения важнейших реакций:

NH 4 HS = NH 3 + H 2 S (выше 20 °C)

NH 4 HS + НCl (разб.) = NH 4 Cl + H 2 S

NH 4 HS + 3HNO 3 (конц.) = S↓ + 2NO 2 + NH 4 NO 3 + 2H 2 O

2NH 4 HS (насыщ. H 2 S) + 2CuSO 4 = (NH 4) 2 SO 4 + H 2 SO 4 + 2CuS↓

Получение : насыщение концентрированного раствора NH 3 сероводородом:

NH 3 Н 2 O (конц.) + H 2 S (г) = NH 4 HS + Н 2 O

В аналитической химии раствор, содержащий равные количества NH 4 HS и NH 3 Н 2 O, условно считают раствором (NH 4) 2 S и используют формулу средней соли в записи уравнений реакций, хотя сульфид аммония полностью гидролизуется в воде до NH 4 HS и NH 3 Н 2 O.

Диоксид серы. Сульфиты

Диоксид серы SO 2 . Кислотный оксид. Бесцветный газ с резким запахом. Молекула имеет строение незавершенного треугольника [: S(O) 2 ] (sр 2 ‑гибридизация), содержит σ,π‑связи S=O. Легко сжижается, термически устойчивый. Хорошо растворим в воде (~40 л/1 л Н 2 O при 20 °C). Образует полигидрат, обладающий свойствами слабой кислоты, продукты диссоциации – ионы HSO 3 ‑ и SO 3 2‑ . Ион HSO 3 ‑ имеет две таутомерные формы – симметричную (некислотную) со строением тетраэдра (sр 3 ‑гибридизация), которая преобладает в смеси, и несимметричную (кислотную) со строением незавершенного тетраэдра [: S(O) 2 (OH)] (sр 3 ‑гибридизация). Ион SO 3 2‑ также тетраэдрический [: S(O) 3 ].

Реагирует со щелочами, гидратом аммиака. Типичный восстановитель, слабый окислитель.

Качественная реакция – обесцвечивание желто‑коричневой «йодной воды». Промежуточный продукт в производстве сульфитов и серной кислоты.

Применяется для отбеливания шерсти, шелка и соломы, консервирования и хранения фруктов, как дезинфицирующее средство, антиоксидант, хладагент. Ядовит.

Соединение состава H 2 SO 3 (сернистая кислота) не известно (не существует).

Уравнения важнейших реакций:

Растворение в воде и кислотные свойства:

Получение : в промышленности – сжигание серы в воздухе, обогащенном кислородом, и, в меньшей степени, обжиг сульфидных руд (SO 2 – попутный газ при обжиге пирита):

S + O 2 = SO 2 (280–360 °C)

4FeS 2 + 11O 2 = 2Fe 2 O 3 + 8SO 2 (800 °C, обжиг)

в лаборатории – вытеснение серной кислотой из сульфитов:

BaSO 3(т) + H 2 SO 4 (конц.) = BaSO 4 ↓ + SO 2 + Н 2 O

Сульфит натрия Na 2 SO 3 . Оксосоль. Белый. При нагревании на воздухе разлагается без плавления, плавится под избыточным давлением аргона. Во влажном состоянии и в растворе чувствителен к кислороду воздуха. Хорошо растворим в воде, гидролизуется по аниону. Разлагается кислотами. Типичный восстановитель.

Качественная реакция на ион SO 3 2‑ – образование белого осадка сульфита бария, который переводится в раствор сильными кислотами (НCl, HNO 3).

Применяется как реактив в аналитической химии, компонент фотографических растворов, нейтрализатор хлора при отбеливании тканей.

Уравнения важнейших реакций:

Получение:

Na 2 CO 3 (конц.) + SO 2 = Na 2 SO 3 + CO 2

Серная кислота. Сульфаты

Серная кислота H 2 SO 4 . Оксокислота. Бесцветная жидкость, очень вязкая (маслообразная), весьма гигроскопичная. Молекула имеет искаженно‑тетраэдрическое строение (sр 3 ‑гибридизация), содержит ковалентные σ‑связи S – ОН и σπ‑связи S=O. Ион SO 4 2‑ имеет правильно‑тетраэдрическое строение . Обладает широким температурным интервалом жидкого состояния (~300 градусов). При нагревании выше 296 °C частично разлагается. Перегоняется в виде азеотропной смеси с водой (массовая доля кислоты 98,3 %, температура кипения 296–340 °C), при более сильном нагревании разлагается полностью. Неограниченно смешивается с водой (с сильным экзо ‑эффектом). Сильная кислота в растворе, нейтрализуется щелочами и гидратом аммиака. Переводит металлы в сульфаты (при избытке концентрированной кислоты в обычных условиях образуются растворимые гидросульфаты), но металлы Be, Bi, Со, Fe, Mg и Nb пассивируются в концентрированной кислоте и не реагируют с ней. Реагирует с основными оксидами и гидроксидами, разлагает соли слабых кислот. Слабый окислитель в разбавленном растворе (за счет Н I), сильный – в концентрированном растворе (за счет S VI). Хорошо растворяет SO 3 и реагирует с ним (образуется тяжелая маслообразная жидкость – олеум, содержит H 2 S 2 O 7).

Качественная реакция на ион SO 4 2‑ – осаждение белого сульфата бария BaSO 4 (осадок не переводится в раствор соляной и азотной кислотами, в отличие от белого осадка BaSO 3).

Применяется в производстве сульфатов и других соединений серы, минеральных удобрений, взрывчатых веществ, красителей и лекарственных препаратов, в органическом синтезе, для «вскрытия» (первого этапа переработки) промышленно важных руд и минералов, при очистке нефтепродуктов, электролизе воды, как электролит свинцовых аккумуляторов. Ядовита, вызывает ожоги кожи. Уравнения важнейших реакций:

Получение в промышленности :

а) синтез SO 2 из серы, сульфидных руд, сероводорода и сульфатных руд:

S + O 2 (воздух) = SO 2 (280–360 °C)

4FeS 2 + 11O 2 (воздух) = 8SO 2 + 2Fe 2 O 3 (800 °C, обжиг)

2H 2 S + 3O 2 (изб.) = 2SO 2 + 2Н 2 O (250–300 °C)

CaSO 4 + С (кокс) = СаО + SO 2 + СО (1300–1500 °C)

б) конверсия SO 2 в SO 3 в контактном аппарате:

в) синтез концентрированной и безводной серной кислоты:

Н 2 O (разб. H 2 SO 4) + SO 3 =H 2 SO 4 (конц., безводн.)

(поглощение SO 3 чистой водой с получением H 2 SO 4 не проводится из‑за сильного разогревания смеси и обратного разложения H 2 SO 4 , см. выше);

г) синтез олеума – смеси безводной H 2 SO 4 , дисерной кислоты H 2 S 2 O 7 и избыточного SO 3 . Растворенный SO 3 гарантирует безводность олеума (при попадании воды тут же образуется H 2 SO 4), что позволяет безопасно перевозить его в стальных цистернах.

Сульфат натрия Na 2 SO 4 . Оксосоль. Белый, гигроскопичный. Плавится и кипит без разложения. Образует кристаллогидрат (минерал мирабилит), легко теряющий воду; техническое название глауберова соль. Хорошо растворим в воде, не гидролизуется. Реагирует с H 2 SO 4 (конц.), SO 3 . Восстанавливается водородом, коксом при нагревании. Вступает в реакции ионного обмена.

Применяется в производстве стекла, целлюлозы и минеральных красок, как лекарственное средство. Содержится в рапе соляных озер, в частности в заливе Кара‑Богаз‑Гол Каспийского моря.

Уравнения важнейших реакций:

Гидросульфат калия KHSO 4 . Кислая оксосоль. Белый, гигроскопичный, но кристаллогидратов не образует. При нагревании плавится и разлагается. Хорошо растворим в воде, в растворе анион подвергается диссоциации, среда раствора сильнокислотная. Нейтрализуется щелочами.

Применяется как компонент флюсов в металлургии, составная часть минеральных удобрений.

Уравнения важнейших реакций:

2KHSO 4 = K 2 SO 4 + H 2 SO 4 (до 240 °C)

2KHSO 4 = K 2 S 2 O 7 + Н 2 O (320–340 °C)

KHSO 4 (разб.) + КОН (конц.) = K 2 SO 4 + Н 2 O KHSO 4 + КCl = K 2 SO 4 + НCl (450–700 °C)

6KHSO 4 + М 2 O 3 = 2KM(SO 4) 2 + 2K 2 SO 4 + 3H 2 O (350–500 °C, M = Al, Cr)

Получение : обработка сульфата калия концентрированной (более чем 6O%‑ной) серной кислотой на холоду:

K 2 SO 4 + H 2 SO 4 (конц.) = 2KHSO 4

Сульфат кальция CaSO 4 . Оксосоль. Белый, весьма гигроскопичный, тугоплавкий, при прокаливании разлагается. Природный CaSO 4 встречается в виде очень распространенного минерала гипс CaSO 4 2Н 2 O. При 130 °C гипс теряет часть воды и переходит в жжёный (штукатурный) гипс 2CaSO 4 Н 2 O (техническое название алебастр). Полностью обезвоженный (200 °C) гипс отвечает минералу ангидрит CaSO 4 . Малорастворим в воде (0,206 г/100 г Н 2 O при 20 °C), растворимость уменьшается при нагревании. Реагирует с H 2 SO 4 (конц.). Восстанавливается коксом при сплавлении. Определяет большую часть «постоянной» жесткости пресной воды (подробнее см. 9.2).

Уравнения важнейших реакций: 100–128 °C

Применяется как сырье в производстве SO 2 , H 2 SO 4 и (NH 4) 2 SO 4 , как флюс в металлургии, наполнитель бумаги. Приготовленный из жженого гипса вяжущий строительный раствор «схватывается» быстрее, чем смесь на основе Са(ОН) 2 . Затвердевание обеспечивается связыванием воды, образованием гипса в виде каменной массы. Используется жженый гипс для изготовления гипсовых слепков, архитектурно‑декоративных форм и изделий, перегородочных плит и панелей, каменных полов.

Сульфат алюминия‑калия KAl(SO 4) 2 . Двойная оксосоль. Белый, гигроскопичный. При сильном нагревании разлагается. Образует кристаллогидрат – алюжокалиевые квасцы. Умеренно растворим в воде, гидролизуется по катиону алюминия. Реагирует со щелочами, гидратом аммиака.

Применяется как протрава при крашении тканей, дубитель кож, коагулянт при очистке пресной воды, компонент составов для проклеивания бумаги, наружное кровоостанавливающее средство в медицине и косметологии. Образуется при совместной кристаллизации сульфатов алюминия и калия.

Уравнения важнейших реакций:

Сульфат хрома(III) – калия KCr(SO 4) 2 . Двойная оксосоль. Красный (гидрат темно‑фиолетовый, техническое название хрожокалиевые квасцы). При нагревании разлагается без плавления. Хорошо растворим в воде (серо‑синяя окраска раствора отвечает аквакомплексу 3+), гидролизуется по катиону хрома(III). Реагирует со щелочами, гидратом аммиака. Слабый окислитель и восстановитель. Вступает в реакции ионного обмена.

Качественные реакции на ион Cr 3+ – восстановление до Cr 2+ или окисление до желтого CrO 4 2‑ .

Применяется как дубитель кож, протрава при крашении тканей, реактив в фотографии. Образуется при совместной кристаллизации сульфатов хрома(III) и калия. Уравнения важнейших реакций:

Сульфат марганца (II) MnSO 4 . Оксосоль. Белый, при прокаливании плавится и разлагается. Кристаллогидрат MnSO 4 5Н 2 O – красно‑розовый, техническое название марганцевый купорос. Хорошо растворим в воде, светло‑розовая (почти бесцветная) окраска раствора отвечает аквакомплексу 2+ ; гидролизуется по катиону. Реагирует со щелочами, гидратом аммиака. Слабый восстановитель, реагирует с типичными (сильными) окислителями.

Качественные реакции на ион Mn 2+ – конмутация с ионом MnO 4 и исчезновение фиолетовой окраски последнего, окисление Mn 2+ до MnO 4 и появление фиолетовой окраски.

Применяется для получения Mn, MnO 2 и других соединений марганца, как микроудобрение и аналитический реагент.

Уравнения важнейших реакций:

Получение:

2MnO 2 + 2H 2 SO 4 (конц.) = 2MnSO 4 + O 2 + 2H 2 O (100 °C)

Сульфат железа (II) FeSO 4 . Оксосоль. Белый (гидрат светло‑зеленый, техническое название железный купорос), гигроскопичный. Разлагается при нагревании. Хорошо растворим в воде, в малой степени гидролизуется по катиону. Быстро окисляется в растворе кислородом воздуха (раствор желтеет и мутнеет). Реагирует с кислотами‑окислителями, щелочами, гидратом аммиака. Типичный восстановитель.

Применяется как компонент минеральных красок, электролитов в гальванотехнике, консервант древесины, фунгицид, лекарственное средство против анемии. В лаборатории чаще берется в виде двойной соли Fe(NH 4) 2 (SO 4) 2 6Н 2 O (соль Мора), более устойчивой к действию воздуха.

Уравнения важнейших реакций:

Получение:

Fe + H 2 SO 4 (разб.) = FeSO 4 + H 2

FeCO 3 + H 2 SO 4 (разб.) = FeSO 4 + CO 2 + H 2 O

7.4. Неметаллы VA‑группы

Азот. Аммиак

Азот – элемент 2‑го периода и VA‑группы Периодической системы, порядковый номер 7. Электронная формула атома [ 2 He]2s 2 2p 3 , характерные степени окисления 0, ‑III, +III и +V, реже +II, +IV и др.; состояние N v считается относительно устойчивым.

Шкала степеней окисления азота:

Азот обладает высокой электроотрицательностью (3,07), третий после F и О. Проявляет типичные неметаллические (кислотные) свойства. Образует различные кислородсодержащие кислоты, соли и бинарные соединения, а также катион аммония NH 4 + и его соли.

В природе – семнадцатый по химической распространенности элемент (девятый среди неметаллов). Жизненно важный элемент для всех организмов.

Азот N 2 . Простое вещество. Состоит из неполярных молекул с очень устойчивой σππ‑связью N ≡ N, этим объясняется химическая инертность азота при обычных условиях. Бесцветный газ без вкуса и запаха, конденсируется в бесцветную жидкость (в отличие от O 2).

Главная составная часть воздуха: 78,09 % по объему, 75,52 % по массе. Из жидкого воздуха азот выкипает раньше кислорода O 2 . Малорастворим в воде (15,4 мл/1 л Н 2 O при 20 °C), растворимость азота меньше, чем у кислорода.

При комнатной температуре N 2 реагирует только с литием (во влажной атмосфере), образуя нитрид лития Li 3 N, нитриды других элементов синтезируют при сильном нагревании:

N 2 + 3Mg = Mg 3 N 2 (800 °C)

В электрическом разряде N 2 реагирует с фтором и в очень малой степени – с кислородом:

Обратимая реакция получения аммиака протекает при 500 °C, под давлением до 350 атм и обязательно в присутствии катализатора (Fe/F 2 O 3 /FeO, в лаборатории Pt):

В соответствии с принципом Ле‑Шателье увеличение выхода аммиака должно происходить при повышении давления и понижении температуры. Однако скорость реакции при низких температурах очень мала, поэтому процесс ведут при 450–500 °C, достигая 15 %‑ного выхода аммиака. Непрореагировавшие N 2 и Н 2 возвращают в реактор и тем самым увеличивают степень протекания реакции.

Азот химически пассивен по отношению к кислотам и щелочам, не поддерживает горения.

Получение в промышленности – фракционная дистилляция жидкого воздуха или удаление из воздуха кислорода химическим путем, например по реакции 2С (кокс) + O 2 = 2СО при нагревании. В этих случаях получают азот, содержащий также примеси благородных газов (главным образом аргон).

В лаборатории небольшие количества химически чистого азота можно получить по реакции конмутации при умеренном нагревании:

N ‑III H 4 N III O 2(т) = N 2 0 + 2H 2 O (60–70 °C)

NH 4 Cl (p) + KNO 2(p) = N 2 0 + KCl + 2H 2 O (100 °C)

Применяется для синтеза аммиака, азотной кислоты и других азотсодержащих продуктов, как инертная среда проведения химических и металлургических процессов и хранения огнеопасных веществ.

Аммиак NH 3 . Бинарное соединение, степень окисления азота равна – III. Бесцветный газ с резким характерным запахом. Молекула имеет строение незавершенного тетраэдра [: N(H) 3)] (sр 3 ‑гибридизация). Наличие у азота в молекуле NH 3 донорной пары электронов на sр 3 ‑гибридной орбитали обусловливает характерную реакцию присоединения катиона водорода, при этом образуется катион аммония NH 4 + . Сжижается под избыточным давлением при комнатной температуре. В жидком состоянии ассоциирован за счет водородных связей. Термически неустойчив. Хорошо растворим в воде (более 700 л/1 л Н 2 O при 20 °C); доля в насыщенном растворе равна = 34 % по массе и = 99 % по объему, рН = 11,8.

Весьма реакционноспособный, склонен к реакциям присоединения. Crорает в кислороде, реагирует с кислотами. Проявляет восстановительные (за счет N ‑III) и окислительные (за счет Н I) свойства. Осушается только оксидом кальция.

Качественные реакции – образование белого «дыма» при контакте с газообразным НCl, почернение бумажки, смоченной раствором Hg 2 (NO 3) 2 .

Промежуточный продукт при синтезе HNO 3 и солей аммония. Применяется в производстве соды, азотных удобрений, красителей, взрывчатых веществ; жидкий аммиак – хладагент. Ядовит.

Уравнения важнейших реакций:

Получение : в лаборатории – вытеснение аммиака из солей аммония при нагревании с натронной известью (NaOH + СаО):

или кипячение водного раствора аммиака с последующим осушением газа.

В промышленности аммиак синтезируют из азота (см.) с водородом. Выпускается промышленностью либо в сжиженном виде, либо в виде концентрированного водного раствора под техническим названием аммиачная вода.

Гидрат аммиака NH 3 Н 2 O. Межмолекулярное соединение. Белый, в кристаллической решетке – молекулы NH 3 и Н 2 O, связанные слабой водородной связью H 3 N… НОН. Присутствует в водном растворе аммиака, слабое основание (продукты диссоциации – катион NH 4 ‑ и анион ОН ‑). Катион аммония имеет правильно‑тетраэдрическое строение (sp 3 ‑гибридизация). Термически неустойчив, полностью разлагается при кипячении раствора. Нейтрализуется сильными кислотами. Проявляет восстановительные свойства (за счет N III) в концентрированном растворе. Вступает в реакции ионного обмена и комплексообразования.

Качественная реакция – образование белого «дыма» при контакте с газообразным НCl.

Применяется для создания слабощелочной среды в растворе, при осаждении амфотерных гидроксидов.

В 1М растворе аммиака содержится в основном гидрат NH 3 Н 2 O и лишь 0,4 % ионов NH 4 + и ОН ‑ (за счет диссоциации гидрата); таким образом, ионный «гидроксид аммония NH 4 OH» практически не содержится в растворе, нет такого соединения и в твердом гидрате. Уравнения важнейших реакций:

NH 3 Н 2 O (конц.) = NH 3 + Н 2 O (кипячение с NaOH)

NH 3 Н 2 O + НCl (разб.) = NH 4 Cl + Н 2 O

3(NH 3 Н 2 O) (конц.) + CrCl 3 = Cr(OH) 3 ↓ + 3NH 4 Cl

8(NH 3 Н 2 O) (конц.) + ЗBr 2(р) = N 2 + 6NH 4 Br + 8Н 2 O (40–50 °C)

2(NH 3 Н 2 O) (конц.) + 2КMnO 4 = N 2 + 2MnO 2 ↓ + 4Н 2 O + 2КОН

4(NH 3 Н 2 O) (конц.) + Ag 2 O = 2OH + 3H 2 O

4(NH 3 Н 2 O) (конц.) + Cu(OH) 2 + (OH) 2 + 4Н 2 O

6(NH 3 Н 2 O) (конц.) + NiCl 2 = Cl 2 + 6Н 2 O

Разбавленный раствор аммиака (3–10 %‑ный) часто называют нашатырным спиртом (название придумано алхимиками), а концентрированный раствор (18,5–25 %‑ный) – аммиачной водой (выпускается промышленностью).


Похожая информация.


Альмурзинова Завриш Бисембаевна , учитель биологии и химии МБОУ «Совхозная основная общеобразовательная школа Адамовского района Оренбургской области.

Предмет - химия, класс – 9.

УМК: «Неорганическая химия», авторы: Г.Е. Рудзитис, Ф.Г. Фельдман, Москва, «Просвещение», 2014 год.

Уровень обучения – базовый.

Тема : «Сероводород. Сульфиды. Сернистый газ. Сернистая кислота и её соли». Количество часов по теме – 1.

Урок № 4 в системе уроков по теме « Кислород и сера ».

Цель : На основании знаний о строении сероводорода, оксидов серы рассмотреть их свойства и получение, познакомить учащихся со способами распознавания сульфидов и сульфитов.

Задачи:

1. Образовательная – изучить особенности строения и свойства соединений серы (II ) и( IV ); ознакомиться с качественными реакциями на сульфид и сульфит - ионы.

2. Развивающая – развивать у учащихся умения проводить эксперимент, наблюдать за результатами, анализировать и делать выводы.

3. Воспитательная – развитию интереса к изучаемому привить навыкы отношения к природе.

Планируемые результаты : уметь описывать физические и химические свойства сероводорода, сероводородной кислоты и её солей; знать способы получения сернистого газа и сернистой кислоты, объяснить свойства соединений серы (II ) и(IV ) на основе представлений об окислительно-восстановительных процессах; иметь представления о влиянии сернистого газа на появление кислотных дождей.

Оборудование : На демонстрационном столе: сера, сульфид натрия, сульфид железа, раствор лакмуса, раствор серной кислоты, раствор нитрата свинца, хлор в цилиндре, закрытом пробкой, прибор для получения сероводорода и испытания его свойств, оксид серы(VI ), газометр с кислородом, стакан вместимостью 500 мл., ложечка для сжигания веществ.

Ход урока :

    Организационный момент .

    Проводим беседу по повторению свойств серы:

1) чем объясняется наличие нескольких аллотропных видоизменений серы?

2) что происходит с молекулами: А) при охлаждении парообразной серы. Б) при длительном хранении пластической серы, в) при выпадении кристаллов из раствора серы в органических растворителях, например в толуоле?

3) на чем основан флотационный способ очистки серы от примесей, например от речного песка?

Вызываем двух учащихся: 1) изобразите схемы молекул различных аллотропных видоизменений серы и расскажите об их физических свойствах. 2) составьте уравнения реакций, характеризующих свойства кислорода, и рассмотрите их с точки зрения окисления -восстановления.

Остальные учащиеся решают задачу, какова масса сульфида цинка, образующегося при реакции соединения цинка с серой, взятой количеством вещества 2,5 моль?

    Совместно с учащимися формулируем задачу урока : познакомиться со свойствами соединений серы со степенью окисления -2 и +4.

    Новая тема : Учащиеся называют известные им соединения, в которых сера проявляет эти степени окисления. На доске и в тетрадях пишут химические, электронные и структурные формулы сероводорода, оксида серы (IV ), сернистой кислоты.

Как можно получить сероводород? Учащиеся записывают уравнение реакции соединения серы с водородом и объясняют её с точки зрения окисления-восстановления. Затем рассматривают другой способ получения сероводорода: реакцию обмена кислот с сульфидами металлов. Сравниваем этот способ со способами получения галогеноводородов. Отмечаем, что степень окисления серы в реакциях обмена не меняется.

Какими свойствами обладает сероводород? В беседе выясняем физические свойства, отмечаем физиологическое действие. Химические свойства выясняем на опыте горения сероводорода в воздухе при различных условиях. Что может образоваться в качестве продуктов реакции? Рассматриваем реакции с точки зрения окисления-восстановления:

2 Н 2 S + 3O 2 = 2H 2 O + 2SO 2

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

Обращаем внимание учащихся на то, что при полном сгорании происходит более полное окисление (S -2 - 6 e - = S +4 ), чем во втором случае (S -2 - 2 e - = S 0 ).

Обсуждаем, как пройдет процесс, если в качестве окислителя будет взят хлор. Демонстрируем опыт смешивания газов в двух цилиндрах, верхний из которых заранее наполнен хлором, нижний - сероводородом. Хлор обесцвечивается, образуется хлороводород. Сера оседает на стенках цилиндра. После этого рассматриваем сущность реакции разложения сероводорода и подводим учащихся к выводу о кислотном характере сероводорода, подтверждая опытом с лакмусом. Затем проводим качественную реакцию на сульфид ион и составляем уравнение реакции:

Na 2 S +Pb(NO 3 ) 2 =2NaNO 3 +PbS ↓

Совместно с учащимися формулируем вывод: сероводород является только восстановителем в окислительно- восстановительных реакциях, имеет кислотный характер, раствор его в воде кислота.

S 0 →S -2 ; S -2 →S 0 ; S 0 →S +4 ; S -2 →S +4 ; S 0 →H 2 S -2 → S +4 О 2.

Подводим учащихся к выводу о существовании генетической связи между соединениями серы и начинаем разговор о соединениях S +4 . Демонстрируем опыты: 1) получение оксида серы(IV ), 2) обесцвечивание раствора фуксина, 3) растворение оксида серы(IV ) в воде, 4)обнаружение кислоты. Составляем уравнения реакций выполненных опытов и разбираем сущность реакций:

2S О 2 + О 2 =2 S О 3 ; S О 2 +2H 2 S=3S+2H 2 О .

Сернистая кислота – неустойчивое соединение, легко распадается на оксид серы(IV ) и воду, поэтому существует только в водных растворах. Эта кислота средней силы. Она образует два ряда солей: средние - сульфиты(S О 3 -2 ), кислые – гидросульфиты(HS О 3 -1 ).

Демонстрируем опыт: качественное определение сульфитов, взаимодействие сульфитов с сильной кислотой, при этом выделяется газ S О 2 резким запахом:

К 2 S О 3 + Н 2 S О 4 → К 2 S О 4 + Н 2 О + S О 2

    Закрепление. Работа по двум вариантам составить схемы применения 1 вариант сероводорода, второй вариант оксида серы(IV )

    Рефлексия . Подводим итоги работы:

О каких соединениях мы сегодня говорили?

Какие свойства проявляют соединения серы(II ) и ( IV ).

Назовите области применения этих соединений

VII . Домашнее задание: §11,12, упр.3-5 (с.34)