Сера. Важнейшие соединения серы

Содержание

Слайд 2

Цели занятия Назад Учебная: добиться прочного усвоения системы знаний, сформировать умение

Цели занятия

Назад

Учебная: добиться прочного усвоения системы знаний, сформировать умение объяснять факты

на основе причинно-следственных связей, закономерностей.
Развивающая: формирование навыков самообразования, развитие речи, памяти, мышления, самореализации личности.
Воспитательная: формирование у студентов общечеловеческих ценностей; целостного миропонимания и современного научного мировоззрения.
Слайд 3

Введение Электронный дидактический материал на тему: «Сера. Важнейшие соединения серы» предназначен

Введение
Электронный дидактический материал на тему:
«Сера. Важнейшие соединения серы» предназначен

для проведения теоретического занятия и самостоятельной работы студентов медицинских училищ и колледжей по специальности «Фармация».
Рекомендации по работе с ЭДМ:
Ознакомьтесь с требованиями ФГОС по данной теме
Изучите информационный материал занятия.
Выучите термины и определения.
Выполните задания для закрепления знаний по учебнику Ерохин Ю.М. Сборник задач и упражнений – стр. 94-95 (1-17).

Назад

Слайд 4

Требования к студентам Назад После изучения темы «Сера. Важнейшие соединения серы»

Требования к студентам

Назад
После изучения темы «Сера. Важнейшие соединения серы» студент должен

знать:
общую характеристику элементов VIА группы, особенности строения, валентность элементов; получение и свойства серы и её важнейших соединений, биологическое значение серы, применение серы и её соединений в медицине.
Слайд 5

Актуальность Назад В группе VIA к широко известным химическим элементам относится

Актуальность

Назад

В группе VIA к широко известным химическим элементам относится сера.
В фармации

применяются сера в виде простого вещества, серная кислота и сульфаты, тиосульфат натрия.
Сера входит в состав многих лекарственных субстанций (стрептоцид H2NC6H4SO2NH2 , значительное число лекарств, названия которых начинаются с приставки сульфа-: сульфазин, сульфадимезин и др.)
Сера входит в состав белков.
Общая масса серы в организме человека ~ 120г.
Слайд 6

Общая характеристика элементов VIA подгруппы – 1-й слайд Халькогены – «рождающие

Общая характеристика элементов VIA подгруппы – 1-й слайд

Халькогены – «рождающие руды».
Главную

подгруппу VI группы составляют
р-элементы: кислород О, сера S, селен Se, теллур Те, полоний Ро.

Назад

Слайд 7

Сера в природе – 1-й слайд Сера широко распространена в природе

Сера в природе – 1-й слайд

Сера широко распространена в природе и

встречается как в свободном состоянии (самородная сера), так и виде соединений.
Минералы сульфидные:
Пирит - FeS2
Халькозин -Cu2S
Ковелин - CuS
Халькопирит - CuFeS2
Минералы сульфатные:
Гипс CaSO4•2H2O
Мирабилит – Na2SO4•10H2O
Горькая соль-MgSO4*7H2O

Назад

Слайд 8

Сера в природе (продолжение) Назад Пирит Халькозин Ковелин Халькопирит Гипс Мирабилит

Сера в природе (продолжение)

Назад

Пирит

Халькозин

Ковелин

Халькопирит

Гипс

Мирабилит

Слайд 9

Сера в природе (окончание) Назад Содержание серы в земной коре составляет

Сера в природе (окончание)

Назад

Содержание серы в земной коре составляет 0,0048 %.


Много соединений серы содержится в нефти (тиофен C4H4S, органические сульфиды) и нефтяных газах (сероводород).
Самородная сера встречается в местах выхода вулканических газов на
камчатке, курильских островах.
Слайд 10

Физические свойства серы Назад Сера - твердое хрупкое вещество желтого цвета,

Физические свойства серы

Назад

Сера - твердое хрупкое вещество желтого цвета, в воде

практически нерастворима, не смачивается водой и плавает на её поверхности.
Хорошо растворяется в сероуглероде и других органических растворителях, плохо проводит тепло и электрический ток.
При плавлении сера образует легкоподвижную жидкость желтого цвета, которая при 160°С темнеет, её вязкость повышается, и при 200°С сера становится темно-коричневой и вязкой, как смола.
Пары серы имеют цвет от оранжево-желтого до соломенно-желтого цвета. Пар состоит из молекул состава S8, S6, S4, S2.
Слайд 11

Аллотропные модификации серы – 1-й слайд Назад 1) ромбическая (a -

Аллотропные модификации серы – 1-й слайд

Назад

1)     ромбическая (a - сера) - S8.
 Наиболее устойчивая
модификация. 
2)     моноклинная (b -

сера) - темно-желтые иглы.
Устойчивая при температуре более 96°С; при обычных условиях превращается в ромбическую.
3)     пластическая - коричневая резиноподобная (аморфная) масса. Неустойчива, при затвердевании превращается в ромбическую.
Слайд 12

Аллотропные модификации серы (окончание) Назад

Аллотропные модификации серы (окончание)

Назад

Слайд 13

Валентные состояния серы Назад

Валентные состояния серы

Назад

Слайд 14

Валентные состояния серы, соединения Назад Степень окисления -2 0 +4 +6

Валентные состояния серы, соединения

Назад

Степень окисления -2 0 +4 +6
Вещества H2

S S SO2 SO3
сероводород простое оксид оксид
сульфиды вещество серы (IV) cеры(VI)
Na2 S H2SO3 H2SO4
Al2S3
K2SO3 Na2SO4
NaHSO3 NaHSO4
Наиболее устойчивы соединения фосфора со степенью окисления +6
Слайд 15

Получение серы Назад 1. При нагревании пирита без доступа воздуха FeS2

Получение серы

Назад

1.       При нагревании пирита без доступа воздуха
FeS2  → FeS +

S.
2.      Неполное окисление сероводорода (при недостатке кислорода).
2H2S + O2 → 2S + 2H2O
3.      Реакция Вакенродера:
2H2S + SO2  → 3S + 2H2O
4. Смешивание газообразных сероводорода и сернистого газа:
2H2S + SO2 → 3S↓+ 2H2O
5. Реакция соляной кислоты с раствором тиосульфата натрия:
Na2S2O3+2HCl → S↓ +SO2+2NaCl+H2O
Слайд 16

Химические свойства серы 1-й слайд Назад При комнатной температуре сера вступает

Химические свойства серы 1-й слайд

Назад

При комнатной температуре сера вступает в реакции

только с ртутью. С повышением температуры её активность значительно повышается. При нагревании сера непосредственно реагирует со многими простыми веществами, за исключением инертных газов, азота, селена, теллура, золота, платины, иридия и йода. Сульфиды азота и золота получены косвенным путем.
Слайд 17

Химические свойства серы (продолжение) Назад Окислительные свойства серы (S0 + 2ē

Химические свойства серы (продолжение)

Назад

Окислительные свойства серы (S0 + 2ē  → S-2)
1)      Сера реагирует со щелочными металлами

без нагревания:
2Na + S  → Na2S
      c остальными металлами (кроме Au, Pt) - при повышенной t°:
2Al + 3S  →  Al2S3
Zn + S  →   ZnS

 Реакция соединения серы с железом

Слайд 18

Химические свойства серы (продолжение) Назад С некоторыми неметаллами сера образует бинарные

Химические свойства серы (продолжение)

Назад

С некоторыми неметаллами сера образует бинарные соединения.
2)Взаимодействие с

водородом происходит при 150–200 °С:
H2 + S  →  H2S
3)Взаимодействие с фосфором и углеродом
При нагревании без доступа воздуха сера реагирует с фосфором, углеродом, проявляя окислительные свойства:
2P + 3S → P2S3
2S + C → CS2.
Слайд 19

Химические свойства серы (продолжение) Назад Восстановительные свойства сера проявляет в реакциях

Химические свойства серы (продолжение)

Назад

Восстановительные свойства сера проявляет в реакциях с сильными окислителями: (S

- 2ē  → S+2; S - 4ē  →  S+4; S - 6ē  →  S+6)
4)     c кислородом:
Сера горит в кислороде при 280 °С, на воздухе при 360 °С, при этом образуется смесь оксидов:
S + O2  →  S+4O2
2S + 3O2  →   2S+6O3
5)     c галогенами (кроме йода):
S + Cl2  →  S+2Cl2
6)     c кислотами - окислителями:
S + 2H2SO4(конц)  →  3S+4O2 + 2H2O
S + 6HNO3(конц)  →  H2S+6O4 + 6NO2 + 2H2O
Слайд 20

Химические свойства серы (окончание) Назад 7)Сера способна к реакциям диспропорционирования, при

Химические свойства серы (окончание)

Назад

7)Сера способна к реакциям диспропорционирования, при взаимодействии со

щелочью образуются сульфиды и сульфиты:
3S0 + 6KOH  →  K2S+4O3 + 2K2S-2 + 3H2O
8) сера растворяется в концентрированном растворе сульфита натрия:
S0 + Na2S+4O3  →  Na2S2O3 тиосульфат натрия
Слайд 21

Биологическое значение серы Назад Сера входит в состав белковых веществ. Содержание

Биологическое значение серы

Назад

Сера входит в состав белковых веществ.
Содержание серы в организме

составляет 0,25% по массе.
Сера входит в состав аминокислот: цистеина, глютатиона и др.
Дисульфидные связи –S-S- между аминокислотами придают белковым молекулам определенные конфигурации.
Переход S-S ↔SH служит организму для защиты от радиации: улавливаются радикалы Н• и ОН•, появляющие в клетках под действием радиации из разрушающихся молекул воды.
Слайд 22

Сероводород Назад Строение молекулы сероводорода H2S аналогично строению молекулы воды, однако

Сероводород

Назад

Строение молекулы сероводорода H2S аналогично строению молекулы воды, однако в отличие

от воды молекулы сероводорода не образуют между собой водородных связей.
Содержится в вулканических газах и постоянно образуется на дне Черного моря. Образуется при гниение белков, поэтому тухлые яйца пахнут сероводородом.
Слайд 23

Физические свойства сероводорода Назад При обычных условиях сероводород – бесцветный газ,

Физические свойства сероводорода

Назад

При обычных условиях сероводород – бесцветный газ, с сильным

характерным запахом тухлых яиц. 
Тпл = -86 °С,Ткип = -60 °С
Плохо растворим в воде, при 20 °С в 100 г воды растворяется 2,58 мл H2S.
хорошо растворим в спирте, хуже – воде (при комнатной температуре только 2,5 объема в одном объеме воды). При этом образуется слабая двухосновная сероводородная кислота:
H2S +H2O ↔ H3О+ + HS-
Очень ядовит, при вдыхании вызывает паралич, что может привести к смертельному исходу.
В природе выделяется в составе вулканических газов, образуется при гниении растительных и животных организмов.
При растворении в воде образует слабую сероводородную кислоту.
Слайд 24

Химические свойства сероводорода -1-й слайд Назад 1)В водном растворе сероводород обладает

Химические свойства сероводорода -1-й слайд

Назад

1)В водном растворе сероводород обладает свойствами слабой

двухосновной кислоты:
H2S = HS- + H+;
HS- = S2- + H+.
2)Сероводород горит в воздухе голубым пламенем. При ограниченном доступе воздуха образуется свободная сера:
2H2S + O2 = 2H2O + 2S.
При избыточном доступе воздуха горение сероводорода приводит к образованию оксида серы (IV):
2H2S + 3O2 = 2H2O + 2SО2.
Слайд 25

Химические свойства сероводорода (продолжение) Назад 3)Сероводород обладает восстановительными свойствами. В зависимости

Химические свойства сероводорода (продолжение)

Назад

3)Сероводород обладает восстановительными свойствами. 
В зависимости от условий сероводород

может окисляться в водном растворе до серы, сернистого газа и серной кислоты.
Например, он обесцвечивает бромную воду:
H2S + Br2 = 2HBr + S
взаимодействует с хлорной водой:
H2S + 4Cl2 + 4H2O = H2SO4 + 8HCl
Струю сероводорода можно поджечь, используя диоксид свинца, так как реакция сопровождается большим выделением тепла:
3PbO2 + 4H2S = 3PbS + SO2 + 4H2O
Слайд 26

Химические свойства сероводорода (продолжение) Назад Взаимодействие сероводорода с сернистым газом используется

Химические свойства сероводорода (продолжение)

Назад

Взаимодействие сероводорода с сернистым газом используется для получения серы

из отходящих газов металлургического и сернокислого производства:
SO2 + 2H2S = 3S + 2H2O
С этим процессом связано образование самородной серы при вулканических процессах.
При одновременном пропускании сернистого газа и сероводорода через раствор щелочи образуется тиосульфат:
4SO2 + 2H2S + 6NaOH = 3Na2S2O3 + 5H2O
Слайд 27

Получение сероводорода Назад 1)Реакция разбавленной соляной кислоты с сульфидом железа (II)

Получение сероводорода

Назад

1)Реакция разбавленной соляной кислоты с сульфидом железа (II)
FeS + 2HCl

= FeCl2 + H2S
2)Взаимодействие сульфида алюминия с холодной водой
Al2S3 + 6H2O = 2Al(OH)3 + 3H2S
3)Прямой синтез из элементов происходит при пропускании водорода над расплавленной серой:
H2 + S = H2S
4)Нагревание смеси парафина с серой.
Слайд 28

Сероводородная кислота и её соли Назад Сероводородной кислоте присущи все свойства

Сероводородная кислота и её соли

Назад

Сероводородной кислоте присущи все свойства слабых кислот.

Она реагирует с металлами, оксидами металлов, основаниями.
Как двухосновная, кислота образует два типа солей – сульфиды и гидросульфиды.
2KOH + H2S = K2S + 2H2O
KOH + H2S = KHS +H2S
Гидросульфиды хорошо растворимы в воде, сульфиды щелочных и щелочно-земельных металлов также, сульфиды тяжелых металлов практически нерастворимы.
Сульфиды щелочных и щелочноземельных металлов не окрашены, остальные имеют характерную окраску, например, сульфиды меди (II), никеля и свинца – черные, кадмия, индия, олова – желтые, сурьмы – оранжевый.
Слайд 29

Получение сульфидов Назад 1)Прямое взаимодействие простых веществ при нагревании в инертной

Получение сульфидов

Назад

1)Прямое взаимодействие простых веществ при нагревании в инертной атмосфере
Fe + S

= FeS.
2)Восстановление твердых солей оксокислот
BaSO4 + 4C = BaS + 4CO (при 1000°С)
SrSO3 + 2NH3 = SrS + N2 + 3H2O (при 800°С)
CaCO3 + H2S + H2 = CaS + CO + 2H2O (при 900°С)
3)Малорастворимые сульфиды металлов осаждают из их растворов действием сероводорода или сульфида аммония
Mn(NO3)2 + H2S = MnS↓ + 2HNO3
Pb(NO3)2 + (NH4)2S = PbS↓ + 2NH4NO3
Слайд 30

Химические свойства сульфидов Назад 1)Растворимые сульфиды в воде сильно гидролизованны, имеют

Химические свойства сульфидов

Назад

1)Растворимые сульфиды в воде сильно гидролизованны, имеют щелочную среду:
Na2S

+ H2O = NaHS + NaOH
S2- + H2O = HS- + OH-
2)Окисляются кислородом воздуха, в зависимости от условий возможно образование оксидов, сульфатов и металлов:
2CuS + 3O2 = 2CuO + 2SO2
CaS + 2O2 = CaSO4
Ag2S + O2 = 2Ag + SO2
3)Сульфиды, особенно растворимые в воде, являются сильными восстановителями:
2KMnO4 + 3K2S + 4H2O = 3S + 2MnO2 + 8KOH.
Слайд 31

Токсичность сероводорода Назад На воздухе сероводород воспламеняется около 300 °С. Взрывоопасны

Токсичность сероводорода

Назад

На воздухе сероводород воспламеняется около 300 °С. Взрывоопасны его смеси с

воздухом, содержащие от 4 до 45% Н2S. 0,1 % Н2S в воздухе быстро вызывает тяжелое отравление.
Признаки отравления сероводородом:
потеря обоняния
головная боль, головокружение и тошнота
внезапные обмороки
Противоядием служит, прежде всего, чистый воздух.
ПДК Н2S в воздухе производственных помещений считается 0,01 мг/л.
Слайд 32

Оксид серы (IV) Назад При обычных условиях диоксид серы или сернистый

Оксид серы (IV)

Назад

При обычных условиях диоксид серы или сернистый газ –

бесцветный газ с резким удушливым запахом, температура плавления -75 °С, температура кипения -10 °С. Хорошо растворим в воде, при 20 °С в 1 объеме воды растворяется 40 объемов сернистого газа. Токсичный газ.
Слайд 33

Получение оксида серы (IV) Назад Получение: 1)Сжигание серы на воздухе S

Получение оксида серы (IV)

Назад

Получение:
1)Сжигание серы на воздухе
S + O2 = SO2.
2)Окисление

сульфидов
4FeS2 + 11O2 = 2Fe2O3 + 8SO2.
3)Действие сильных кислот на сульфиты металлов
Na2SO3 + 2H2SO4 = 2NaHSO4 + H2O + SO2.
4)Взаимодействие концентрированной серной кислоты с медью при нагревании:
Cu + 2H2SO4 = CuSO4 + SO2 + 2H2O
Слайд 34

Химические свойства оксида серы (IV) – 1-й слайд Назад 1)Сернистый газ

Химические свойства оксида серы (IV) – 1-й слайд

Назад

1)Сернистый газ обладает высокой

реакционной способностью. Диоксид серы – кислотный оксид. Он довольно хорошо растворим в воде с образованием гидратов. Также он частично взаимодействует с водой, образуя слабую сернистую кислоту, которая не выделена в индивидуальном виде:
SO2 + H2O = H2SO3 
В результате диссоциации образуются протоны, поэтому раствор имеет кислую среду.
2) При пропускании газообразного диоксида серы через раствор гидроксида натрия образуется сульфит натрия. Сульфит натрия реагирует с избытком диоксида серы и образуется гидросульфит натрия:
2NaOH + SO2 = Na2SO3 + H2O;
Na2SO3+ SO2 = 2NaHSO3.
Слайд 35

Химические свойства оксида серы (IV) - окончание Назад 3)Для сернистого газа

Химические свойства оксида серы (IV) - окончание

Назад

3)Для сернистого газа характерна окислительно-восстановительная

двойственность, например, он, проявляя восстановительные свойства, обесцвечивает бромную воду:
SO2 + Br2 + 2H2O = H2SO4 + 2HBr
NaHSO3+I2+H2O=NaHSO4+2HI
и раствор перманганата калия:
5SO2 + 2KMnO4 + 2H2O = 2KНSO4 + 2MnSO4 + H2SO4.
окисляется кислородом в серный ангидрид:
2SO2 + O2 = 2SO3.
4)Окислительные свойства проявляет при взаимодействии с сильными восстановителями, например:
SO2 + 2CO = S + 2CO2 (при 500 °С, в присутствии Al2O3);
SO2 + 2H2 = S + 2H2O.
Слайд 36

Химические свойства сульфитов Назад 1)Растворимые сульфиты сильно гидролизуются: Na2SO3 + H2O

Химические свойства сульфитов

Назад

1)Растворимые сульфиты сильно гидролизуются:
Na2SO3 + H2O = NaHSO3 + NaOH
SO32- +

H2O = HSO3- + OH-
2)Сернистая кислота и её соли проявляют ярко выраженные восстановительные свойства :
NaHSO3+I2+H2O=NaHSO4+2HI
Fe2(SO4)3 + SO2 + 2H2O = 2FeSO4 + 2H2SO4;
K2Cr2O7 + 3K2SO3 + 4H2SO4 = Cr2(SO4)3 + 4K2SO4 + 4H2O.
3)Водные растворы сульфитов щелочных металлов окисляются на воздухе :
2Na2SO3 + O2 = 2Na2SO4
4)Твердые сульфиты щелочных металлов при сильном нагревании диспропорционируют :
4Na2SO3 = 3Na2SO4 + Na2S (при 900°С)
а соли щелочноземельных металлов разлагаются при нагревании в вакууме до оксидов:
CaSO3 = CaO + SO2
Слайд 37

Соединения серы (VI) Назад Степень окисления +6 для серы является довольно

Соединения серы (VI)

Назад

Степень окисления +6 для серы является довольно устойчивой и

проявляется в соединениях с более электроотрицательными элементами: в гексафториде SF6, оксо- и диоксогалогенидах, оксиде и соответствующих им анионах. Мы познакомимся со свойствами триоксида серы и серной кислоты.
Слайд 38

Оксид серы (VI) Назад В газообразном состоянии оксид серы (VI) состоит

Оксид серы (VI)

Назад

В газообразном состоянии оксид серы (VI) состоит из

плоских молекул с атомами кислорода в вершинах треугольника и атомом серы в центре.
Это вещество очень активно в реакциях присоединения по одной из двойных связей.
При охлаждении SO3 образует различные олигомеры, т.е. продукты соединения небольшого числа молекул между собой.
Слайд 39

Получение оксида серы (VI) Назад Получение оксида серы (VI) 1)В промышленности

Получение оксида серы (VI)

Назад

Получение оксида серы (VI)
1)В промышленности производится в огромных

масштабах с целью получения серной кислоты:
2SO2 + O2 = 2SO3 (450 °C, катализатор V2O5).
2)В лаборатории получают термическим разложением некоторых сульфатов:
Fe2(SO4)3 = Fe2O3 + 3SO3.
Слайд 40

Химические свойства оксида серы (VI) Назад 1)Серный ангидрит термически неустойчив. Его

Химические свойства оксида серы (VI)

Назад

1)Серный ангидрит термически неустойчив. Его разложение

начинается при 450 °С, а при 1200 °С в газовой фазе полностью отсутствуют молекулы SO3:
2SO3 = 2SO2 + O2
2)Бурно взаимодействует с водой с выделением большого количества тепла. Газообразный триоксид серы плохо поглощается водой, так как образуется туман :
nSO3 + H2O = H2SO4· nSO3 (олеум)
Наибольшее значение имеют реакции соединения SO3
SO3 +H2SO4=H2S2O7 - дисерная кислота
SO3+HCl=HSO3Cl – хлорсульфоновая кислота
Слайд 41

Химические свойства оксида серы (VI) Назад 3)Проявляет свойства типичного кислотного оксида

Химические свойства оксида серы (VI)

Назад

3)Проявляет свойства типичного кислотного оксида :
SO3 +

CaO = CaSO4
SO3 + NaOH = NaHSO4
SO3 + 2NaOH = Nа2SO4 + Н2О
4)Серный ангидрит – одно из самых реакционноспособных соединений. Он проявляет только окислительные свойства, например:
2SO3 + C = 2SO2 + CO2
2SO3 + 2HBr = SO2 + Br2 + H2SO4
Слайд 42

Серная кислота Назад При обычных условиях серная кислота – тяжёлая маслянистая

Серная кислота

Назад

При обычных условиях серная кислота – тяжёлая маслянистая жидкость без

цвета и запаха; устойчивая, сильная и нелетучая.
100 %-ная H2SO4 кристаллизуется при 10,45 °С; Ткип = 296,2 °С; плотность 1,98 г/см3.
H2SO4 смешивается с Н2О и SO3 в любых соотношениях с образованием гидратов, теплота гидратации настолько велика, что смесь может вскипать, разбрызгиваться и вызывать ожоги.
Поэтому необходимо добавлять кислоту к воде, а не наоборот.
Слайд 43

Химические свойства оксида серы (VI) Назад 1)В водном растворе серная кислота

Химические свойства оксида серы (VI)

Назад

1)В водном растворе серная кислота диссоциирует,

образуя ион водорода и кислотный остаток:
H2SO4 = H+ + HSO4-
HSO4- = H+ + SO42-
Суммарное уравнение:
H2SO4 = 2H+ + SO42-
2)Проявляет свойства кислот, реагирует с металлами, оксидами металлов, основаниями и солями:
CaO + H2SO4 = CaSO4 = H2O.
2NaOH + H2SO4 = Na2SO4 + 2H2O.
Na2CO3 + H2SO4 = Na2SO4 + CO2 + H2O.
Разбавленная серная кислота не проявляет окислительных свойств, при ее взаимодействии с металлами выделяется водород и соль, содержащая металл в низшей степени окисления. На холоде кислота инертна по отношению к таким металлам, как железо, алюминий и даже барий.
Слайд 44

Химические свойства оксида серы (VI) Назад Концентрированная кислота («купоросное масло») обладает

Химические свойства оксида серы (VI)

Назад

Концентрированная кислота («купоросное масло») обладает окислительными

свойствами. Возможные продукты взаимодействия простых веществ с концентрированной серной кислотой приведены в таблице. Показана зависимость продукта восстановления от концентрации кислоты и степени активности металла: чем активнее металл, тем глубже он восстанавливает сульфат-ион серной кислоты.
Концентрированная серная кислота проявляет сильное водоотнимающее действие.
Слайд 45

Химические свойства оксида серы (VI) Назад Концентрированная серная кислота при обычной

Химические свойства оксида серы (VI)

Назад

Концентрированная серная кислота при обычной температуре

со многими металлами не реагирует. Поэтому безводную серную кислоту можно хранить в железной таре и перевозить в сталь­ных цистернах. Однако при нагревании концентрированная Н2SO4 взаимодействует почти со всеми металлами (кроме Рt, Аu и некоторых других), а так же с неметаллами. При этом она выступает как окислитель, сама восстанавлива­ется обычно до SO2 ↑. Водород в этом случае не выделяется, а образует­ся вода.
Сu + 2Н2SO4 = СuSO4 + SO2↑ + 2Н2O
Концентрированная серная кислота с некоторыми неметаллами:
C + 2H2SO4 + = CO2↑ + 2SO2↑ + 2H2O
2P + 5H2SO4 = 2H3PO4 + 5SO2 ↑
Слайд 46

Таблица «Свойства серной кислоты» Назад

Таблица «Свойства серной кислоты»

Назад

Слайд 47

Химические свойства оксида серы (VI) Назад Окислительные свойства 1)Серная кислота окисляет

Химические свойства оксида серы (VI)

Назад

Окислительные свойства
1)Серная кислота окисляет HI и

НВг до свободных галогенов:
H2SO4 + 2HI = I2 + 2H2O + SO2.
2)Серная кислота отнимает химически связанную воду от органических соединений, содержащих гидроксильные группы:
С2Н5ОН = С2Н4 + Н2О.

Дегидратация этилового спирта в присутствии концентрированной серной кислоты

Слайд 48

Химические свойства оксида серы (VI) Назад Окислительные свойства Обугливание сахара, целлюлозы,

Химические свойства оксида серы (VI)

Назад

Окислительные свойства
Обугливание сахара, целлюлозы, крахмала и

др. углеводов при контакте с серной кислотой объясняется также их обезвоживанием:
C6H12O6 + 12H2SO4 = 18H2O + 12SO2↑ + 6CO2↑.
Слайд 49

Соли серной кислоты Назад Серная кислота, будучи двухосновной, образует два ряда

Соли серной кислоты

Назад
Серная кислота, будучи двухосновной, образует два ряда солей: средние,

называемые сульфатами, и кислые, называемые гид­росульфатами.
Сульфаты образуются при полной нейтрализа­ции кислоты щелочью (на 1 моль кислоты приходится 2 моля щелочи), а гидросульфаты — при недостатке щелочи (на 1 моль кислоты — 1 моль щелочи):
Н2SO4 + 2NаOH = Nа2SO4 + 2Н2О
Н2SO4 + NaOH = NаHSO4 + Н2О
.
Слайд 50

Соли серной кислоты Назад Большинство солей серной кислоты растворимо в воде.

Соли серной кислоты

Назад
Большинство солей серной кислоты растворимо в воде.
Соли СаSO4и

РbSO4мало растворимы в воде, а ВаSO4 практически нерастворима как в воде, так и в кислотах. Это свойство позволяет использовать любую растворимую соль бария, например ВаСl2, как реагент на серную кислоту и ее соли (точнее, на ион SO4 2-):
H2SO4 + BaCl2 = BaSO4↓ + 2HCl
NaSO4 + BaCl2 = BaSO4↓ + 2NaCl
При этом выпадает белый нерастворимый в воде и кислотах осадок сульфата бария.
Слайд 51

Производство серной кислоты Назад

Производство серной кислоты

Назад

Слайд 52

Производство серной кислоты Назад ПЕРВАЯ СТАДИЯ - обжиг пирита в печи

Производство серной кислоты

Назад

ПЕРВАЯ СТАДИЯ - обжиг пирита в печи для обжига

в "кипящем слое".
ВТОРАЯ СТАДИЯ – каталитическое окисление SO2 в SO3 кислородом в контактном аппарате.
ТРЕТЬЯ СТАДИЯ - поглощение SO3 серной кислотой в поглотительной башне.
Слайд 53

Применение серы и её соединений Назад Серу используют для производства серной

Применение серы и её соединений

Назад

Серу используют для производства серной кислоты, изготовления

спичек, черного пороха, бенгальских огней, для борьбы с вредителями сельского хозяйства и лечения болезней, в производстве красителей, взрывчатых веществ, люминофоров.
Сероводород идет на производство серы, сульфитов, тиосульфатов и серной кислоты, в лабораторной практике – для осаждения сульфидов.
Оксид серы (IV) применяется в производстве серной кислоты, сульфитов, тиосульфатов, для отбеливания шелка, шерсти, как средство для дезинфекции, для консервирования фруктов и ягод.
Слайд 54

Применение серы и её соединений Назад

Применение серы и её соединений

Назад

Слайд 55

Применение серной кислоты Назад Серная кислота – один из важнейших продуктов

Применение серной кислоты

Назад

Серная кислота – один из важнейших продуктов основной химической

промышленности. Служит электролитом в свинцовых аккумуляторах. Применяется в производстве фосфорной, соляной, борной, плавиковой и др. кислот. Концентрированная серная кислота служит для очистки нефтепродуктов от сернистых и непредельных органических соединений. Разбавленная серная кислота применяется для удаления окалины с проволоки и листов перед лужением и оцинкованием, для травления металлических поверхностей перед покрытием хромом, никелем, медью и др. Серная кислота – необходимый компонент нитрующих смесей и сульфирующее средство при получении многих красителей и лекарственных веществ. Благодаря высокой гигроскопичности применяется для осушки газов, для концентрирования азотной кислоты.
Слайд 56

Применение Назад

Применение

Назад

Слайд 57

Тиосерная кислота. Тиосульфат натрия. Назад Н2S2O3 – тиосерная кислота Содержит серу

Тиосерная кислота. Тиосульфат натрия.

Назад

Н2S2O3 – тиосерная кислота
Содержит серу в разных степенях

окисления S+4 и S0

Тиосерная кислота неустойчива, уже при комнатной температуре она распадается.
Значительно устойчивее ее соли- тиосульфаты. Из них наиболее употребителен тиосульфат натрия Na2S2O3 ∙ 5Н2О.

Слайд 58

Тиосерная кислота. Тиосульфат натрия. Назад Физические свойства натрия тиосульфата - белое

Тиосерная кислота. Тиосульфат натрия.

Назад

Физические свойства натрия тиосульфата - белое кристаллическое вещество,

хорошо растворяется в воде, на свету разлагается.
Химические свойства
Подвергается гидролизу по аниону
Реагирует с йодом:
2Na2S2O3 + I2 = 2NaI + Na2S4O6 – обесцвечивание иода
С кислотами:
Na2S2O3 + H2SO4 = Na2SO4 + H2S2O3
H2S2O3 → S↓ + SO2↑ + Н2О
Образующаяся тиосерная кислота H2S2O3 неустойчива и разлагается на S, SO2 и Н2О, при этом наблюдается помутнение раствора за счет выделившейся серы
Эта реакция является качественной реакцией на тиосульфат – ион S2O32-
4. Проявляет восстановительные свойства:
Na2S2O3+ Br2 + H2O = 2HBr + S + Na2SO4
- Предыдущая
Социальные партнёры МБОУ СОШ №19
Следующая -
Общественная жизнь в середине 60-х – середине 80-х годов. Концепция развитого социализма

Похожие презентации

Основи біохімії. (Лекція 1)
Gmp – тиісті өндірістік тәжірибе
Алмаз. Внутренняя структура алмаза
Устойчивость и коагуляция коллоидных систем
Витамин В
Циклоалканы
Растворы
Презентация по Химии "Вода для жизни!" - скачать смотреть бесплатно
ХРОМ Учитель химии МБОУ лицей №1 г. Волжский Волгоградская область Солдатова Татьяна Михайловна.
Определение площади поверхности и пористости материалов методом сорбции газов
10 класс семинар-написание формул органических веществ
Аминокислоты
Электролитическая диссоциация
Моторные масла
Углерод и его соединения Лекция.(§29 -30, с.172 -178). Цель: Какие соединения образует углерод? Какие свойства, связанные со строением атома углерода, характерны для углерода и его соединений? Где находят применение соединения углерода?
Петрография некоторых распространенных метаморфических пород
Мас-спектр кластерів вуглецю
Лекарственные формы для глаз в условиях аптечного производства
Фізичні властивості етилену й ацетилену. Отримання алкенів та алкінів. Хімічні властивості: відношення до розчинів кислот, л
Основы теории энергетических зон кристаллов. Волны Блоха
Простые вещества неметаллы
Физические и химические свойства воды
Відносна молекулярна маса. Масова частка елемента в складній речовині
Метаболизм углеводов
Образование раствора
Обмен нуклеотидов
Презентация по Химии "Адсорбція" - скачать смотреть бесплатно
Домашняя аптечка исследовательская работа Авторы: Полынникова Анастасия, Савина Мария учащиеся 9 «Б» класса Руководитель: Ма
Вы можете прислать нам Вашу презентацию и мы опубликуем ее на сайте.
Обратная связь
Для правообладателей
Email: Нажмите что бы посмотреть