Халькогены. Сера
презентация к уроку по химии (9 класс)

Слайд 1

Слайд 2

Элементы халькогены : Кислород Сера Селен Теллур Полоний Ливермонтий

Слайд 3

Положение в ПСХЭ На внешнем энергитическом уровне 6 электронов Неметаллы- полоний считают уже металлом, ливермонтий - искусственно полученный радиоактивный элемент Электроотрицательность сверху вниз падает

Слайд 4

Сера Номер 16 ( р=16, е=16, n= 16) Расположение электронов по энергитическим уровням 2 8 6, электронная конфигурация: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 4 Сера способна присоединить два электрона до завершения внешнего энергитического уровня 2 е Высшая валентность 6, низшая 2, переменная 4

Слайд 5

Сера в природе

Слайд 7

Сера – простое вещество Алотропные модификации- это способность химического элемента образовывать несколько простых веществ Кристалличе c кая сера S 8 Замкнутое кольцо- цикл, твердые кристаллы лимонно-желтого цвета Пластическая сера- тягучая масса коричневого цвета, длинные цепочки атомов связанных друг с другом

Слайд 8

Химические свойства серы Сера- типичный неметалл, обладает свойствами неметаллов: Взаимодействует с металлами с образованием сульфидов При нагревании с водородом ведет себя как окислитель С простыми и сложными веществами ведет себя как окислитель и как восстановитель

Слайд 9

Химические свойства серы Сера электроотрицательный химический элемент, большей эл-ю обладает О, F, Cl , N, Br. В соединения с этими элементами сера стоит на первом месте как менее элект-й химический эл-т . А значит сера будет восстановителем.

Слайд 10

Горение серы

Слайд 13

Сероводород и сульфиды H 2 S Сероводород – ядовитый газ!! В природе содержится в попутных газах нефтяных месторождений, в природном и вулканических газах, в подземных водах выходящих на поверхность В промышленности образуется как побочный продукт при переработке нефти, природного газа каменного угля

Слайд 15

2 H 2 S + SO 2 = 3 S + 2 H 2 O – выделение серы из сероводорода Так же в избытке или недостатке кислорода получается как сера, так и оксид серы(4): 2 H 2 S + 3 O 2 = 2 S + 2 H 2 O 2 H 2 S+ 3 O 3 = 2SO 2 + 2 H 2 O FeS + H 2 SO 4 = H 2 S + FeSO 4 - получение в лаборатории

Слайд 16

Сероводородная кислота Раствор сероводорода в воде Слабая кислота: Реагирует с растворами щелочей- соли сульфиды Реагирует с бромом(бромной водой) Реагирует с концентрированной серной кислотой!!!! С получением оксида серы 4, Реагирует с концентрированной азотной кислотой с образованием оксида азота 4

Слайд 20

Способы получения сульфидов 1. Сульфиды получают при взаимодействии серы с металлами . При этом сера проявляет свойства окислителя. Например , сера взаимодействует с магнием и кальцием : S + Mg → MgS S + Ca → CaS Сера взаимодействует с натрием : S + 2Na → Na 2 S

Слайд 21

Способы получения сульфидов 2. Растворимые сульфиды можно получить при взаимодействии сероводорода и щелочей . Например , гидроксида калия с сероводородом: H 2 S + 2KOH → K 2 S + 2H 2 O

Слайд 22

Способы получения сульфидов 3. Нерастворимые сульфиды получают взаимодействием растворимых сульфидов с солями (любые сульфиды) или взаимодействием сероводорода с солями (только черные сульфиды ). Например , при взаимодействии нитрата меди и сероводорода: Pb (NO 3 ) 2 + Н 2 S → 2НNO 3 + PbS Еще пример : взаимодействие сульфата цинка с сульфидом натрия: ZnSO 4 + Na 2 S → Na 2 SO 4 + ZnS

Слайд 23

Химические свойства сульфидов 1. Растворимые сульфиды гидролизуются по аниону, среда водных растворов сульфидов щелочная: K 2 S + H 2 O ⇄ KHS + KOH S 2– + H 2 O ⇄ HS – + OH –

Слайд 24

Химические свойства сульфидов 2. Сульфиды металлов, расположенных в ряду напряжений левее железа (включительно), растворяются в сильных минеральных кислотах . Например , сульфид кальция растворяется в соляной кислоте: CaS + 2HCl → CaCl 2 + H 2 S А сульфид никеля, например , не растворяется: NiS + HСl ≠

Слайд 25

Химические свойства сульфидов 3. Нерастворимые сульфиды растворяются в концентрированной азотной кислоте или концентрированной серной кислоте . При этом сера окисляется либо до простого вещества, либо до сульфата . Например , сульфид меди (II) растворяется в горячей концентрированной азотной кислоте: CuS + 8HNO 3 → CuSO 4 + 8NO 2 + 4H 2 O или горячей концентрированной серной кислоте: CuS + 4H 2 SO 4( конц . гор.) → CuSO 4 + 4SO 2 + 4H 2 O

Слайд 26

Химические свойства сульфидов 4. Сульфиды проявляют восстановительные свойства и окисляются пероксидом водорода, хлором и другими окислителями. Например , сульфид свинца (II) окисляется пероксидом водорода до сульфата свинца (II): PbS + 4H 2 O 2 → PbSO 4 + 4H 2 O Еще пример : сульфид меди (II) окисляется хлором: СuS + Cl 2 → CuCl 2 + S

Слайд 27

Химические свойства сульфидов 5. Сульфиды горят (обжиг сульфидов). При этом образуются оксиды металла и серы ( IV). Например , сульфид меди ( II) окисляется кислородом до оксида меди ( II) и оксида серы ( IV): 2CuS + 3O 2 → 2CuO + 2SO 2 Аналогично сульфид хрома ( III) и сульфид цинка: 2 Cr 2 S 3 + 9O 2 → 2Cr 2 O 3 + 6SO 2 2ZnS + 3O 2 → 2SO 2 + ZnO

Слайд 28

Химические свойства сульфидов 6. Реакции сульфидов с растворимыми солями свинца, серебра, меди используют как качественные на ион S 2− . Сульфиды свинца, серебра и меди — черные осадки, нерастворимые в воде и минеральных кислотах: Na 2 S + Pb (NO 3 ) 2 → PbS ↓ + 2NaNO 3 Na 2 S + 2AgNO 3 → Ag 2 S↓ + 2NaNO 3 Na 2 S + Cu(NO 3 ) 2 → CuS ↓ + 2NaNO 3

Слайд 29

Химические свойства сульфидов 7. Сульфиды трехвалентных металлов (алюминия и хрома) разлагаются водой (необратимый гидролиз). Например , сульфид алюминия разлагается до гидроксида алюминия и сероводорода: Al 2 S 3 + 6H 2 O → 2Al(OH) 3 + 3H 2 S Разложение происходит и взаимодействии солей трехвалентных металлов с сульфидами щелочных металлов . Например , сульфид натрия реагирует с хлоридом алюминия в растворе. Но сульфид алюминия не образуется, а сразу же необратимо гидролизуется (разлагается) водой: 3Na 2 S + 2AlCl 3 + 6H 2 O → 2Al(OH) 3 + 3H 2 S + 6NaCl

Слайд 30

Оксиды серы Оксиды серы Цвет Фаза Характер оксида SO 2 Оксид сера (IV), сернистый газ бесцветный газ кислотный SO 3 Оксид серы (VI), серный ангидрид бесцветный жидкость кислотный

Слайд 31

Оксид серы ( IV) Оксид серы (IV) – это кислотный оксид. Бесцветный газ с резким запахом, хорошо растворимый в воде. Cпособы получения оксида серы (IV): 1. Сжигание серы на воздухе: S + O 2 → SO 2 2. Горение сульфидов и сероводорода : 2H 2 S + 3O 2 → 2SO 2 + 2H 2 O 2CuS + 3O 2 → 2SO 2 + 2CuO

Слайд 32

Получение 3. Взаимодействие сульфитов с более сильными кислотами : Например , сульфит натрия взаимодействует с серной кислотой : Na 2 SO 3 + H 2 SO 4 → Na 2 SO 4 + SO 2 + H 2 O 4. Обработка концентрированной серной кислотой неактивных металлов. Например , взаимодействие меди с концентрированной серной кислотой: Cu + 2H 2 SO 4 → CuSO 4 + SO 2 + 2H 2 O

Слайд 33

Химические свойства оксида серы (IV): Оксид серы (IV) – это типичный кислотный оксид. За счет серы в степени окисления +4 проявляет свойства окислителя и восстановителя . 1. Как кислотный оксид, сернистый газ реагирует с щелочами и оксидами щелочных и щелочноземельных металлов . При этом образуется либо кислая соль (при избытке сернистого газа), либо средняя соль (при избытке щелочи): SO 2 + 2NaOH (изб) → Na 2 SO 3 + H 2 O SO 2(изб) + NaOH → NaHSO 3

Слайд 34

2. При взаимодействии с водой SO 2 образует сернистую кислоту. Реакция обратимая, т.к. сернистая кислота в водном растворе в значительной степени распадается на оксид и воду. SO 2 + H 2 O ↔ H 2 SO 3 Химические свойства оксида серы (IV):

Слайд 35

Химические свойства оксида серы (IV): 3. Наиболее ярко выражены восстановительные свойства SO 2 . При взаимодействии с окислителями степень окисления серы повышается. Оксид серы окисляется кислородом на катализаторе в жестких условиях. Реакция также сильно обратимая: 2SO 2 + O 2 ↔ 2SO 3 Сернистый ангидрид обесцвечивает бромную воду: SO 2 + Br 2 + 2H 2 O → H 2 SO 4 + 2HBr Азотная кислота очень легко окисляет сернистый газ: SO 2 + 2HNO 3 → H 2 SO 4 + 2NO 2 Озон также окисляет оксид серы (IV ): SO 2 + O 3 → SO 3 + O 2

Слайд 36

Химические свойства оксида серы (IV): Качественная реакция на сернистый газ и на сульфит-ион – обесцвечивание раствора перманганата калия: 5SO 2 + 2H 2 O + 2KMnO 4 → 2H 2 SO 4 + 2MnSO 4 + K 2 SO 4 Оксид свинца (IV) также окисляет сернистый газ: SO 2 + PbO 2 → PbSO 4

Слайд 37

Химические свойства оксида серы (IV): 4. В присутствии сильных восстановителей SO 2 способен проявлять окислительные свойства. Например , при взаимодействии с сероводородом сернистый газ восстанавливается до молекулярной серы: SO 2 + 2Н 2 S → 3S + 2H 2 O Оксид серы (IV) окисляет угарный газ и углерод: SO 2 + 2CO → 2СО 2 + S SO 2 + С → S + СO 2

Слайд 38

Оксид серы ( VI) Оксид серы (VI) – это кислотный оксид. При обычных условиях – бесцветная ядовитая жидкость. На воздухе «дымит», сильно поглощает влагу. Способы получения. Оксид серы (VI) получают каталитическим окислением оксида серы (IV) кислородом . 2SO 2 + O 2 ↔ 2SO 3

Слайд 39

Получение оксида серы 6 Сернистый газ окисляют и другие окислители, например , озон или оксид азота ( IV): SO 2 + O 3 → SO 3 + O 2 SO 2 + NO 2 → SO 3 + NO Еще один способ получения оксида серы ( VI) – разложение сульфата железа ( III): Fe 2 (SO 4 ) 3 → Fe 2 O 3 + 3SO 3

Слайд 40

Химические свойства оксида серы (VI) 1. Оксид серы (VI) активно поглощает влагу и реагирует с водой с образованием серной кислоты: SO 3 + H 2 O → H 2 SO 4 2. Серный ангидрид является типичным кислотным оксидом , взаимодействует с щелочами и основными оксидами . Например , оксид серы (VI) взаимодействует с гидроксидом натрия . При этом образуются средние или кислые соли: SO 3 + 2NaOH (избыток) → Na 2 SO 4 + H 2 O

Слайд 41

Химические свойства оксида серы (VI) 3. Серный ангидрид – очень сильный окислитель , так как сера в нем имеет максимальную степень окисления (+6). Он энергично взаимодействует с такими восстановителями, как иодид калия, сероводород или фосфор: SO 3 + 2KI → I 2 + K2SO 3 3SO 3 + H 2 S → 4SO 2 + H 2 O 5SO 3 + 2P → P 2 O 5 + 5SO 2 4. Растворяется в концентрированной серной кислоте, образуя олеум – раствор SO 3 в H 2 SO 4 .

Слайд 42

Серная кислота Строение молекулы и физические свойства: Серная кислота H 2 SO 4 – это сильная кислота, двухосновная, прочная и нелетучая. При обычных условиях серная кислота – тяжелая маслянистая жидкость, хорошо растворимая в воде. Растворение серной кислоты в воде сопровождается выделением значительного количества кислоты. Поэтому по правилам безопасности в лаборатории при смешивании серной кислоты и воды мы добавляем серную кислоту в воду небольшими порциями при постоянном перемешивании.

Слайд 43

Серная кислота Валентность серы в серной кислоте равна VI.

Слайд 44

Способы получения 1. Серную кислоту в промышленности производят из серы, сульфидов металлов, сероводорода и др. Один из вариантов — производство серной кислоты из пирита FeS 2 . Основные стадии получения серной кислоты : Сжигание или обжиг серосодержащего сырья в кислороде с получением сернистого газа. Очистка полученного газа от примесей. Окисление сернистого газа в серный ангидрид. Взаимодействие серного ангидрида с водой.

Слайд 46

Аппарат Назначение и уравненяи реакций Печь для обжига 4FeS 2 + 11O 2 → 2Fe 2 O 3 + 8SO 2 + Q Измельченный очищенный пирит сверху засыпают в печь для обжига в «кипящем слое». Снизу (принцип противотока) пропускают воздух, обогащенный кислородом, для более полного обжига пирита. Температура в печи для обжига достигает 800 о С Циклон Из печи выходит печной газ, который состоит из SO 2 , кислорода, паров воды и мельчайших частиц оксида железа. Такой печной газ очищают от примесей. Очистку печного газа проводят в два этапа. Первый этап — очистка газа в циклоне. При этом за счет центробежной силы твердые частички ссыпаются вниз.

Слайд 47

Электрофильтр Второй этап очистки газа проводится в электрофильтрах. При этом используется электростатическое притяжение, частицы огарка прилипают к наэлектризованным пластинам электрофильтра). Сушильная башня Осушку печного газа проводят в сушильной башне – снизу вверх поднимается печной газ, а сверху вниз льется концентрированная серная кислота. Теплообменник Очищенный обжиговый газ перед поступлением в контактный аппарат нагревают за счет теплоты газов, выходящих из контактного аппарата.

Слайд 48

Контактный аппарат 2SO 2 + O 2 ↔ 2SO 3 + Q В контактном аппарате производится окисление сернистого газа до серного ангидрида. Процесс является обратимым. Поэтому необходимо выбрать оптимальные условия протекания прямой реакции (получения SO 3 ): температура: оптимальной температурой для протекания прямой реакции с максимальным выходом SO 3 является температура 400-500 о С. Для того чтобы увеличить скорость реакции при столь низкой температуре в реакцию вводят катализатор – оксид ванадия (V) V 2 O 5 . давление: прямая реакция протекает с уменьшением объемов газов. Для смещения равновесия вправо процесс проводят при повышенном давлении. Как только смесь оксида серы и кислорода достигнет слоев катализатора, начинается процесс окисления SO 2 в SO 3 . Образовавшийся оксид серы SO 3 выходит из контактного аппарата и через теплообменник попадает в поглотительную башню.

Слайд 49

Поглотительная башня Получение H 2 SO 4 протекает в поглотительной башне. Однако, если для поглощения оксида серы использовать воду, то образуется серная кислота в виде тумана, состоящего из мельчайших капелек серной кислоты. Для того, чтобы не образовывался сернокислотный туман, используют 98%-ную концентрированную серную кислоту. Оксид серы очень хорошо растворяется в такой кислоте, образуя олеум: H 2 SO 4 ·nSO 3 . nSO 3 + H 2 SO 4 → H 2 SO 4 ·nSO 3 Образовавшийся олеум сливают в металлические резервуары и отправляют на склад. Затем олеумом заполняют цистерны, формируют железнодорожные составы и отправляют потребителю.

Слайд 50

Химические свойства Серная кислота – это сильная двухосновная кислота . 1. Серная кислота практически полностью диссоциирует в разбавленном в растворе по первой ступени: H 2 SO 4 ⇄ H + + HSO 4 – По второй ступени серная кислота диссоциирует частично, ведет себя, как кислота средней силы: HSO 4 – ⇄ H + + SO 4 2–

Слайд 51

Химические свойства 2. Серная кислота реагирует с основными оксидами, основаниями, амфотерными оксидами и амфотерными гидроксидами . H 2 SO 4 + MgO → MgSO 4 + H 2 O образуются сульфаты или гидросульфаты: H 2 SO 4 + КОН → KHS О 4 + H 2 O H 2 SO 4 + 2 КОН → К 2 S О 4 + 2 H 2 O Серная кислота взаимодействует с амфотерным гидроксидом алюминия: 3 H 2 SO 4 + 2Al(OH) 3 → Al 2 (SO 4 ) 3 + 6H 2 O

Слайд 52

Химические свойства 3. Серная кислота вытесняет более слабые из солей в растворе (карбонаты, сульфиды и др.). Также серная кислота вытесняет летучие кислоты из их солей (кроме солей HBr и HI). Например , серная кислота взаимодействует с гидрокарбонатом натрия: Н 2 SO 4 + 2NaHCO 3 → Na 2 SO 4 + CO 2 + H 2 O Или с силикатом натрия: H 2 SO 4 + Na 2 SiO 3 → Na 2 SO 4 + H 2 SiO 3 Концентрированная серная кислота реагирует с твердым нитратом натрия . При этом менее летучая серная кислота вытесняет азотную кислоту: NaNO 3 ( тв .) + H 2 SO 4 → NaHSO 4 + HNO 3

Слайд 53

Химические свойства 4. Также серная кислота вступает в обменные реакции с солями . Например , серная кислота взаимодействует с хлоридом бария: H 2 SO 4 + BaCl 2 → BaSO 4 + 2HCl

Слайд 54

Химические свойства 5. Разбавленная серная кислота взаимодействует с металлами, которые расположены в ряду активности металлов до водорода. При этом образуются соль и водород . H 2 SO 4( разб .) + Fe → FeSO 4 + H 2 H 2 SO 4 + NH 3 → NH 4 HSO 4

Слайд 55

Химические свойства Концентрированная серная кислота является сильным окислителем . При этом она обычно восстанавливается до сернистого газа SO 2 . С активными металлами может восстанавливаться до серы S, или сероводорода Н 2 S. Железо Fe , алюминий Al , хром Cr пассивируются концентрированной серной кислотой на холоде . При нагревании реакция возможна. 6H 2 SO 4( конц .) + 2Fe → Fe 2 (SO 4 ) 3 + 3SO 2 + 6H 2 O 6H 2 SO 4( конц .) + 2Al → Al 2 (SO 4 ) 3 + 3SO 2 + 6H 2 O При взаимодействии с неактивными металлами концентрированная серная кислота восстанавливается до сернистого газа : 2H 2 SO 4( конц .) + Cu → CuSO 4 + SO 2 ↑ + 2H 2 O 2H 2 SO 4( конц .) + Hg → HgSO 4 + SO 2 ↑ + 2H 2 O 2H 2 SO 4( конц .) + 2Ag → Ag 2 SO 4 + SO 2 ↑+ 2H 2 O

Слайд 56

Химические свойства При взаимодействии с щелочноземельными металлами и магнием концентрированная серная кислота восстанавливается до серы : 3Mg + 4H 2 SO 4 → 3MgSO 4 + S + 4H 2 O При взаимодействии с щелочными металлами и цинком концентрированная серная кислота восстанавливается до сероводорода : 5H 2 SO 4( конц .) + 4Zn → 4ZnSO 4 + H 2 S↑ + 4H 2 O

Слайд 57

Химические свойства серной кислоты 6. Качественная реакция на сульфат-ионы – взаимодействие с растворимыми солями бария. При этом образуется белый кристаллический осадок сульфата бария : BaCl 2 + Na 2 SO 4 → BaSO 4 ↓ + 2NaCl

Слайд 58

Химические свойства серной кислоты 7. Окислительные свойства концентрированной серной кислоты проявляются и при взаимодействии с неметаллами. Например , концентрированная серная кислота окисляет фосфор, углерод, серу. При этом серная кислота восстанавливается до оксида серы (IV): 5H 2 SO 4( конц .) + 2P → 2H 3 PO 4 + 5SO 2 ↑ + 2H 2 O 2H 2 SO 4( конц .) + С → СО 2 ↑ + 2SO 2 ↑ + 2H 2 O 2H 2 SO 4( конц .) + S → 3SO 2 ↑ + 2H 2 O

Слайд 59

Химические свойства серной кислоты Уже при комнатной температуре концентрированная серная кислота окисляет галогеноводороды и сероводород : 3 H 2 SO 4( конц .) + 2 KBr → Br 2 ↓ + SO 2 ↑ + 2KHSO 4 + 2H 2 O 5H 2 SO 4( конц .) + 8 KI → 4I 2 ↓ + H 2 S↑ + K 2 SO 4 + 4H 2 O H 2 SO 4( конц .) + 3 H 2 S → 4S↓ + 4H 2 O

Слайд 60

Сернистая кислота Сернистая кислота H 2 SO 3 – это двухосновная кислородсодержащая кислота. При нормальных условиях — неустойчивое вещество, которое распадается на диоксид серы и воду. Валентность серы в сернистой кислоте равна IV, а степень окисления +4.

Слайд 61

Химические свойства сернистой кислоты 1. Сернистая кислота H 2 SO 3 в водном растворе – двухосновная кислота средней силы. Частично диссоциирует по двум ступеням: H 2 SO 3 ↔ HSO 3 – + H + HSO 3 – ↔ SO 3 2– + H + 2. Сернистая кислота самопроизвольно распадается на диоксид серы и воду : H 2 SO 3 ↔ SO 2 + H 2 O

Слайд 62

Соли сернистой кислоты сульфиты Серная кислота образует два типа солей: средние – сульфаты, кислые – гидросульфаты. 1. Качественная реакция на сульфат-ионы – взаимодействие с растворимыми солями бария. При этом образуется белый кристаллический осадок сульфата бария : BaCl 2 + Na 2 SO 4 → BaSO 4 ↓ + 2NaCl

Слайд 63

Химические свойства сульфитов 2. Сульфаты таких металлов, как медь Cu, алюминий Al, цинк Zn, хром Cr, железо ( II) Fe подвергаются термическому разложению на оксид металла, диоксид серы SO 2 и кислород O 2 ; 2CuSO 4 → 2CuO + SO 2 + O 2 (SO 3 ) 2Al 2 (SO 4 ) 3 → 2Al 2 O 3 + 6SO 2 + 3O 2 2ZnSO 4 → 2ZnO + SO 2 + O 2 2Cr 2 (SO 4 ) 3 → 2Cr 2 O 3 + 6SO 2 + 3O 2

Слайд 64

Химические свойства сульфитов 3. За счет серы со степенью окисления +6 сульфаты проявляют окислительные свойства и могут взаимодействовать с восстановителями. Например , сульфат кальция при сплавлении реагирует с углеродом с образованием сульфида кальция и угарного газа: CaSO 4 + 4C → CaS + 4CO

Слайд 65

Химические свойства сульфитов 4. Многие средние сульфаты образуют устойчивые кристаллогидраты: Na 2 SO 4 ∙ 10H 2 O − глауберова соль CaSO 4 ∙ 2H 2 O − гипс CuSO 4 ∙ 5H 2 O − медный купорос FeSO 4 ∙ 7H 2 O − железный купорос ZnSO 4 ∙ 7H 2 O − цинковый купорос Na 2 CO 3 ∙ 10H 2 O − кристаллическая сода