«Соединения серы.» 9 класс, базовый уровень, курс О.С. Габриеляна
презентация к уроку по химии (8 класс) на тему

Слайд 1

Презентация к уроку по теме: « Соединения серы.» 9 класс, базовый уровень, курс О.С. Габриеляна Учитель МОУ Куркинская СОШ №1 Пономарева Н.В. пос. Куркино Тульская область

Слайд 2

Тема урока : « Соединения серы.»

Слайд 3

Цели урока : Рассмотреть свойства важнейших соединений серы-сероводорода и ее солей, оксидов серы, серной кислоты.

Слайд 4

Вопросы для фронтальной беседы с классом: -Опишите физические свойства серы. Сколько модификаций у серы? Какова причина аллотропии у серы? -Как взаимодействует сера с металлами ? В каких случаях сера выступает как окислитель, и в каких – как восстановитель? -Назовите важнейшие соединения минералы серы. Где применяются соединения серы.

Слайд 5

Решите задачу: Какой объем выделится сернистого газа при горении сульфида цинка массой 485 грамм содержащего 20% примесей:

Слайд 6

Сероводород и сульфиды.

Слайд 7

В природе H2S встречается гл. обр. в месторождениях нефти и прир. газа, а также в вулканич. газах и водах минер. источников; он растворен в глубоких (ниже 150-200 м) слоях воды Черного моря (концентрация сероводорода у дна достигает 11-14 мл/л). Сероводород постоянно образуется белковых в-в. при разложении

Слайд 9

Физические свойства. Сероводород Н2S — бесцветный газ с запахом тухлых яиц, ядовит. Один объем воды при обычных условиях растворяет 3 объема сероводорода. Сероводород — очень ядовитый газ, поражающий нервную систему. Поэтому работать с ним надо в вытяжных шкафах или с герметически закрывающимися приборами. Допустимое содержание H2S в производственных помещениях составляет 0,01 мг в 1 л воздуха. Раствор сероводорода а воде называется сероводородной водой или сероводородной кислотой (она обнаруживает свойства слабой кислоты

Слайд 10

Химические свойства 1) Раствор H 2 S в воде – слабая двухосновная кислота. Диссоциация происходит в две ступени: H 2 S → H + + HS - (первая ступень, образуется гидросульфид - ион) HS - → 2 H + + S 2- (вторая ступень) Сероводородная кислота образует два ряда солей - средние (сульфиды) и кислые (гидросульфиды): Na 2 S – сульфид натрия; CaS – сульфид кальция; NaHS – гидросульфид натрия; Ca ( HS )2 – гидросульфид кальция.

Слайд 11

2) Взаимодействует с основаниями: H 2 S + 2 NaOH (избыток) → Na 2 S + 2 H 2 O H 2 S (избыток) + NaOH → Na Н S + H 2 O 3) H 2 S проявляет очень сильные восстановительные свойства: H2S-2 + Br2 → S0 + 2HBr H2S-2 + 2FeCl3 → 2FeCl2 + S0 + 2HCl H2S-2 + 4Cl2 + 4H2O → H2S+6O4 + 8HCl 3H2S-2 + 8HNO3(конц) → 3H2S+6O4 + 8NO + 4H2O H2S-2 + H2S+6O4(конц) → S0 + S+4O2 + 2H2O (при нагревании реакция идет по - иному: H2S-2 + 3H2S+6O4(конц) → 4S+4O2 + 4H2O)

Слайд 12

4) Сероводород окисляется: при недостатке O 2 2 H 2 S -2 + O 2 → 2 S 0 + 2 H 2 O при избытке O2 2H2S-2 + 3O2 → 2S+4O2 + 2H2O 5) Серебро при контакте с сероводородом чернеет: 4 Ag + 2 H 2 S + O 2 → 2 Ag 2 S ↓ + 2 H 2 O Потемневшим предметам можно вернуть блеск. Для этого в эмалированной посуде их кипятят с раствором соды и алюминиевой фольгой. Алюминий восстанавливает серебро до металла, а раствор соды удерживает ионы серы.

Слайд 13

6) Качественная реакция на сероводород и растворимые сульфиды - образование темно-коричневого (почти черного) осадка PbS : H2S + Pb(NO3)2 → PbS↓ + 2HNO3 Na2S + Pb(NO3)2 → PbS↓ + 2NaNO3 Pb 2+ + S 2- → PbS ↓

Слайд 14

Загрязнение атмосферы вызывает почернение поверхности картин, написанных масляными красками, в состав которых входят свинцовые белила. Одной из основных причин потемнения художественных картин старых мастеров было использование свинцовых белил, которые за несколько веков, взаимодействуя со следами сероводорода в воздухе (образуются в небольших количествах при гниении белков; в атмосфере промышленных регионов и др.) превращаются в PbS . Свинцовые белила – это пигмент, представляющий собой карбонат свинца ( II ). Он реагирует с сероводородом, содержащимся в загрязнённой атмосфере, образуя сульфид свинца ( II ), соединение чёрного цвета:

Слайд 15

PbCO 3 + H 2 S = PbS ↓ + CO 2 + H 2 O При обработке сульфида свинца ( II ) пероксидом водорода происходит реакция: PbS + 4 H 2 O 2 = PbSO 4 + 4 H 2 O , при этом образуется сульфат свинца ( II ), соединение белого цвета. Таким образом реставрируют почерневшие масляные картины.

Слайд 17

SO2 (сернистый ангидрид; сернистый газ) Физические свойства Бесцветный газ с резким запахом; хорошо растворим в воде (в 1V H2Oрастворяется 40V SO2 при н.у.); более чем в два раза тяжелее воздуха, ядовит; t°пл. = -75,5°C; t°кип. = -10°С. Обесцвечивает многие красители, убивает микроорганизмы. Получение 1) При сжигании серы в кислороде: S + O2 → SO2 2) Окислением сульфидов: 4FeS2 + 11O2 → 2Fe2O3 + 8SO2­ 3) Обработкой солей сернистой кислоты минеральными кислотами: Na2SO3 + 2HCl → 2NaCl + SO2­ + H2O 4) При окислении металлов концентрированной серной кислотой: Cu + 2H2SO4(конц) → CuSO4 + SO2­ + 2H2O

Слайд 18

Химические свойства 1) Сернистый ангидрид - кислотный оксид. взаимодействие с водой При растворении в воде образуется слабая и неустойчивая сернистая кислотаH2SO3 (существует только в водном растворе) Сернистая кислота диссоциирует ступенчато: H2SO3 ↔ H+ + HSO3- (первая ступень, образуется гидросульфит – анион) HSO3- ↔ H+ + SO32- (вторая ступень, образуется анион сульфит) H2SO3 образует два ряда солей — средние (сульфиты) и кислые (гидросульфиты).

Слайд 20

Качественной реакцией на соли сернистой кислоты является взаимодействие соли с сильной кислотой, при этом выделяется газ SO2 с резким запахом: Na2SO3 + 2HCl → 2NaCl + SO2 ↑+ H2O 2H+ + SO32- → SO2 ↑+ H2O

Слайд 21

Свойства сернистой кислоты Раствор сернистой кислоты H2SO3 обладает восстановительными свойствами. Сернистая кислота взаимодействует с раствором йода, обесцвечивая его. При этом образуются йодоводородная и серная кислоты. H2SO3 + I2 + H2O = H2SO4 + 2НI Как и все кислоты, сернистая кислота меняет цвет растворов индикаторов. Метиловый оранжевый в растворе кислоты становится красным. В старину дамские соломенные шляпки отбеливали сернистой кислотой. Раствор сернистой кислоты отбеливает ткани из растительного материала, шерсти, шелка.

Слайд 22

взаимодействие со щелочами Ba(OH)2 + SO2 → BaSO3↓(сульфит бария) + H2O Ba(OH)2 + 2SO2 (избыток)→ Ba(HSO3)2(гидросульфит бария) · взаимодействие с основными оксидами SO2 + CaO = CaSO3 2) Реакции окисления, SO2 - восстановитель (S+4 – 2ē → S+6) 2 SO2 + O2 → 2 SO3 (катализатор – V2O5) SO2 + Br2 + 2H2O → H2SO4 + 2HBr 5SO2 + 2KMnO4 + 2H2O → K2SO4 + 2MnSO4 + 2H2SO4

Слайд 24

Задание Закончите уравнения химических реакций, составьте электронный баланс, укажите процессы окисления и восстановления, окислитель и восстановитель: А) SO2 + Br2 + H2O→ Б) PbS + O2 →

Слайд 25

Спасибо за урок