22-25. Сера и ее соединения

1. Общая характеристика элементов VIA-группы (халькогены). Сера. Кислород

2. Элементы VI группы главной подгруппы.

O
• S
• Se
• Te
• Po
Халькогены, т.е
«рождающие руды».

3. Se и Te -минералов не образуют Ро - очень редкий радиоактивный элемент

4. Сера

5. Шкала степеней окисления серы

+6
SO3, H2SO4, K2SO4, SF6
+4
SO2, Na2SO3, SF4, SCl4
0
S (S8, Sx, S6, S4, S2, S0)
1
Na2S2, FeS2
2
H2S, Na2S, CS2

6.

7.

8.

9.

10.

11.

— твердое агрегатное
состояние
— желтого цвета
— не растворима в воде
— не смачивается водой
— растворяется в
органических
растворителях

12.

Модификации серы
Ромбическая
Моноклинная
Пластическая

13. Ромбическая сера

Ромбическая
(α-сера) – S8,
желтого цвета,
t°пл.=113°C;
Наиболее
устойчивая
модификация

14. Моноклинная сера

Моноклинная
(β –сера)- S8,
темно-желтые
иглы,
t°пл. = 119°C;
устойчивая при
температуре более
96°С; при обычных
условиях
превращается в
ромбическую

15. Пластическая сера

Пластическая сераSn коричневая
резиноподобная
(аморфная) масса.
Она неустойчива и
через некоторое
время становится
хрупкой,
приобретёт желтый
цвет, т.е
превращается в
ромбическую серу

16.

Пластическая
сера
Резиноподобное вещество
коричневого цвета.

17.

18.

Получение.
1. Выплавление из горных пород
FeS2 → FeS + S (без доступа воздуха)
2. В лаборатории
Неполное окисление сероводорода (при
недостатке кислорода).
1) H2S + O2 → S + Н2О
2) H2SO3 + H2S → S + H2O

19.

Химические свойства серы
Взаимодействует со многими
металлами, кроме золота и платины:
Mg + S = MgS
2Al + 3S = Al2S3
Cu + S = CuS
Hg + S = HgS

20.

Химические свойства серы
Из неметаллов с серой не реагируют
только азот, йод и благородные газы.
S + O2 = SO2
H2 + S = H2S

21.

Химические свойства серы
Взаимодействие с кислотами
S +
H2SO4(конц.) = SO2 ↑ + H2O
S + HNO3 (конц.) = H2SO4 + NO2↑ + H2O

22.

Химические свойства серы
Взаимодействие со щелочами
S + KOH = K2S + K2SO3 + H2O

23. СЕРА в организме человека

• Сера входит в состав
белков(волосы)
• Сера- составная часть
активных веществ:
витаминов и гормонов
• При недостатке серы в
организме наблюдаются
хрупкость и ломкость
костей, выпадение
волос.

24. Применение серы

25. Домашнее задание

• Параграф 13
• Напишите уравнения реакций, с помощью
которых можно осуществить цепочки
превращений веществ:
А) Сера→сероводород → сульфид калия
→сульфид меди (II)
Б) Сера→сероводород → сера→сульфид
меди (II)→ оксид серы (IV)
В уравнениях ОВР расставьте коэффициенты
методом электронного баланса, укажите
окислитель и восстановитель.

26. Сероводород.

27.

28.

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

29.

Физические свойства
Газ, без цвета, с запахом тухлых яиц, ядовит (в
больших концентрациях без запаха), тяжелее
воздуха, растворим в воде (в 1V H2O растворяется
2,4V H2S при н.у.); t°пл = -86°C; t°кип = -60°С.
Ядовит! Способен взаимодействовать с железом,
входящим в гемоглобин крови.
Работать с
сероводородом в
вытяжном шкафу и
герметичных
приборах!

30.

Влияние сероводорода на организм
Очень ядовит. Даже один вздох чистого
сероводорода ведет к потере сознания из-за
паралича дыхательного центра.
Его коварство заключается в том, что после
легкого
отравления
его
запах
перестает
ощущаться.

31.

Получение сероводорода в
лаборатории
1) H2 + S → H2S↑
2) FeS + HCl → H2S↑ + FeCl2
cульфид железа (II)

32. Химические свойства:

33.

1) Горение сероводорода.
Полное сгорание (при избытке O2)
H2S + O2 → SO2 + H2O
Неполное сгорание (недостаток O2)
H2S + O2 → S + H2O

34.

2)
Восстановительные
галогенами,
солями,
кислотами).
свойства
(с
кислородом,
H2S-2 + Br2 → S0 + HBr
H2S-2 + FeCl3 → FeCl2 + S0 + HCl

35.

3) Взаимодействие с водой.
Раствор H2S в воде – слабая двухосновная кислота
(сероводородная кислота)
Диссоциация происходит в две ступени:
I ст. H2S⇄ H+ + HS- (гидросульфид - ион)
II ст. HS- ⇄ H+ + S2- (сульфид-ион)
Средние соли(сульфиды): Na2S – сульфид натрия
CaS – сульфид кальция
Кислые соли(гидросульфиды):
NaHS – гидросульфид натрия
Ca(HS)2 – гидросульфид кальция

36.

4) Кислотные свойства.
Взаимодействует с основаниями:
H2S + 2NaOH изб. → Na2S+ 2H2O
сульфид натрия
H2S изб. + NaOH → NaHS + H2O
гидросульфид натрия

37.

5) Качественная реакция на
сероводородную кислоту и сульфиды.
Н2S + Pb(NO3)2 → PbS↓ + 2HNO3
K2S + Cu(NO3)2 → CuS↓ + 2KNO3

38.

Многие сульфиды окрашены и нерастворимы в
воде: PbS – черный, CdS – желтый, ZnS – белый,
MnS – розовый, CuS – черный, NiS – черный.

39.

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

40. Домашнее задание

• Параграф 14
• Вычислите объем сернистого газа,
полученного при сжигании 100 л
сероводорода, содержащего 15%
негорючих примесей.

41. Оксиды серы. Серная кислота.

42. Оксид серы (IV)

SO2
Физические свойства: При обычной
температуре SO2 - газ с резким запахом, без
цвета, тяжелее воздуха. В воде растворим
хорошо - при 20°С в 1 л воды растворяется 40
л SO2. SO2 - ядовит

43. Оксид серы (VI)

SO3 – оксид серы (VI), триоксид серы, серный
ангидрид
Физические свойства: при обычных условиях
представляет собой бесцветную жидкость с
резким запахом. На воздухе SO3 «дымит» и
сильно поглощает влагу. SO3 – тяжелее воздуха,
хорошо растворим в воде. SO3 ядовит

44. Кислотные оксиды

Химические свойства:
1) Взаимодействие с водой:
2) Взаимодействие со щелочами:
3) Взаимодействие с основными иамфотерными
оксидами:

45. Физические свойства

H2SO4 жидкость,
Обладает
бесцветная маслянистая тяжелая
без
запаха,
нелетучая
сильным
при
водоотнимающим
свойством. Хорошо растворяется в воде.
Техника безопасности:
Кислоту приливают в воду
осторожно, тоненькой
струйкой.
н.у.

46. Разбавление серной кислоты

47. Химические свойства серной кислоты

1) Диссоциация в водном растворе:
H2SO4= 2H+ + SO422)
Раствор серной кислоты изменяет
окраску индикаторов.
Лакмус + H+ = раствор красного цвета.
Метилоранж + H+ = раствор розового цвета.
Фенолфталеин не изменяет свою окраску в
присутствии кислот.

48.

3) Взаимодействие с металлами (разбавленная
кислота)
Кислота + металл (до Н) = соль + Н2↑
Для того чтобы реакция между кислотой и металлом
прошла, необходимы следующие условия:
• Металл должен находиться в ряду напряжений до
водорода.
• Должна получиться растворимая соль.
Концентрированная серная кислота иначе
реагируют с металлами.

49.

50.

51.

52.

3) Взаимодействие с неметаллами
(концентрированная кислота)
H2SO4(конц)+ НеМе= SO2 + кислота+ H2O

53.

4)Взаимодействие
с
оксидами
металлов
(основными и амфотерными)
Это реакция обмена
Кислота + оксид металла = соль + вода
5) Взаимодействие с основаниями.
Кислоты реагируют с основаниями: щелочами и
нерастворимыми в воде.
Этот тип реакций
относится
к
реакциям
обмена.
Реакция
взаимодействия кислот с основаниями – реакция
нейтрализации.
Кислота + основание = соль + вода

54.

6) Взаимодействие с солями.
Реакция кислот с солями относится к реакциям
обмена, при этом образуется новая кислота и
новая соль. Эти реакции протекают в том
случае, если образуется осадок или газ.
Кислота + соль = новая кислота
+ новая соль

55. Серная кислота в природе

Европа – спутник
Юпитера
Кислотное озеро на
глубине вулкана Малый
Семячик
Облака планеты
Венера
Кипящее
озеро
(Курильски
е острова)

56. Соли серной кислоты

Na2SO4× 10H2O
Глауберова
соль
CaSO4×2H2O
Гипс
BaSO4
Сульфат
бария
CuSO4×5H2O
Медный
купорос

57. Домашнее задание:

• Параграф 15
• Смешали два раствора, содержащих
соответственно серную кислоту массой 196 г
и гидроксид кальция массой 222 г.
Вычислите массу образовавшейся соли.
Какова реакция среды в растворе после
реакции?
• Составьте уравнения реакций, с помощью
которых можно осуществить превращения: