Главная » Мебель » Реакция сероводорода с серной кислотой. Урок "сероводородная и сернистая кислоты". Серный ангидрид и серная кислота

Реакция сероводорода с серной кислотой. Урок "сероводородная и сернистая кислоты". Серный ангидрид и серная кислота

Сера - элемент шестой группы третьего периода периодической системы Менделеева. Поэтому строение атома серы изображается так:

Строение атома серы указывает на то, что это неметалл, т. е. атом серы способен и к приёму электронов и к отдаче электронов:

Задание 15.1. Составить формулы соединений серы, содержащие атомы серы с данными степенями окисления.

Простое вещество «сера » - твёрдый хрупкий минерал жёлтого цвета, нерастворимый в воде. В природе встречается как самородная сера, так и её соединения: сульфиды, сульфаты. Сера как активный неметалл легко реагирует с водородом, кислородом, почти со всеми металлами и неметаллами:

Задание 15.2. Назовите полученные соединения. Определите, какие свойства (окислителя или восстановителя) проявляет сера в этих реакциях.

Как типичный неметалл простое вещество сера может быть и окислителем, и восстановителем:

Иногда эти свойства проявляются в одной реакции:

Поскольку атом-окислитель и атом-восстановитель одинаковые, их можно «сложить», т. е. на оба процесса нужно три атома серы.

Задание 15.3. Расставьте остальные коэффициенты в этом уравнении.

Сера может реагировать с кислотами - сильными окислителями:

Таким образом, являясь активным неметаллом, сера образует множество соединений. Рассмотрим свойства сероводорода, оксидов серы и их производных.

Сероводород

H 2 S - сероводород, сильно ядовитый газ с противным запахом тухлых яиц. Правильнее сказать, белки яиц при гниении разлагаются, выделяя сероводород.

Задание 15.4 . Исходя из степени окисления атома серы в сероводороде, предcкажите, какие свойства будет проявлять этот атом в окислительно-восстановительных реакциях.

Поскольку сероводород - восстановитель (атом серы имеет низшую степень окисления), он легко окисляется. Кислород воздуха окисляет сероводород даже при комнатной температуре:

Сероводород горит:

Сероводород немного растворим в воде, причём его раствор проявляет свойства очень слабой кислоты (сероводородной H 2 S ). Она образует соли сульфиды :

Вопрос. Как, имея сульфид, получить сероводород?

Сероводород в лабораториях получают, действуя на сульфиды более сильными (чем H 2 S ) кислотами, например:

Сернистый газ и сернистая кислота

SO 2 - сернистый газ с резким удушливым запахом. Ядовит. Растворяется в воде, образуя сернистую кислоту:

Эта кислота средней силы, но очень неустойчива, существует только в растворах. Поэтому при действии на её соли - сульфит ы - другими кислотами можно получить сернистый газ:

При кипячении полученного раствора эта кислота разлагается полностью.

Задание 15.5. Определите степень окисления серы в сернистом газе, сернистой кислоте, сульфите натрия.

Поскольку степень окисления +4 для серы является промежуточной, все перечисленные соединения могут быть и окислителями и восстановителями:

Например:

Задание 15.6. Расставьте коэффициенты в этих схемах методом электронного баланса. Укажите, какие свойства проявляет атом серы со степенью окисления +4 в каждой из реакций.

Восстановительные свойства сернистого газа применяются на практике. Так, при восстановлении теряют цвет некоторые органические соединения, поэтому оксид серы IV и сульфиты применяют при отбеливании. Сульфит натрия, растворённый в воде, замедляет коррозию труб, так как легко поглощает кислород из воды, а именно кислород является «виновником» коррозии:

Окисляясь в присутствии катализатора, сернистый газ превращается в серный ангидрид SO 3 :

Серный ангидрид и серная кислота

Серный ангидрид SO 3 - бесцветная жидкость, бурно реагирующая с водой:

Серная кислота H 2 SO 4 - сильная кислота, которая в концентрированном виде активно поглощает влагу из воздуха (это свойство применяется при осушении различных газов) и из некоторых сложных веществ:

О.С.ЗАЙЦЕВ

УЧЕБНАЯ КНИГА ПО ХИМИИ

ДЛЯ УЧИТЕЛЕЙ СРЕДНИХ ШКОЛ,
СТУДЕНТОВ ПЕДАГОГИЧЕСКИХ ВУЗОВ И ШКОЛЬНИКОВ 9–10 КЛАССОВ,
РЕШИВШИХ ПОСВЯТИТЬ СЕБЯ ХИМИИ И ЕСТЕСТВОЗНАНИЮ

УЧЕБНИКЗАДАЧНИКЛАБОРАТОРНЫЙ ПРАКТИКУМНАУЧНЫЕ РАССКАЗЫ ДЛЯ ЧТЕНИЯ

Продолжение. См. № 4–14, 16–28, 30–34, 37–44, 47, 48/2002;
1, 2, 3, 4, 5, 6, 7, 8, 9, 10, 12, 13, 14, 15, 16, 17, 18, 19, 20, 21, 22, 23,
24, 25-26, 27-28, 29, 30, 31, 32, 35, 36, 37, 39, 41, 42, 43, 44 , 46, 47/2003;
1, 2, 3, 4, 5, 7, 11, 13, 14, 16, 17, 20, 22, 24/2004

§ 8.1. Окислительно-восстановительные реакции

ЛАБОРАТОРНЫЕ ИССЛЕДОВАНИЯ
(продолжение)

2. Озон – окислитель.

Озон – важнейшее для природы и человека вещество.

Озон создает вокруг Земли на высоте от 10 до 50 км озоносферу с максимумом содержания озона на высоте 20–25 км. Находясь в верхних слоях атмосферы, озон не пропускает к поверхности Земли большую часть ультрафиолетовых лучей Солнца, губительно действующих на человека, животный и растительный мир. В последние годы обнаружены участки озоносферы с сильно пониженным содержанием озона, так называемые озоновые дыры. Неизвестно, образовывались ли озоновые дыры раньше. Также непонятны и причины их возникновения. Предполагают, что хлорсодержащие фреоны холодильников и парфюмерных баллончиков под действием ультрафиолетового излучения Солнца выделяют атомы хлора, которые реагируют с озоном и тем самым уменьшают его концентрацию в верхних слоях атмосферы. Опасность озоновых дыр в атмосфере крайне беспокоит ученых.
В нижних слоях атмосферы озон образуется в результате ряда последовательных реакций между кислородом воздуха и оксидами азота, выбрасываемыми плохо отрегулированными двигателями автомобилей и создающимися разрядами высоковольтных линий электропередач. Озон очень вреден для дыхания – он разрушает ткани бронхов и легких. Озон чрезвычайно ядовит (сильнее угарного газа). Предельно допустимая концентрация в воздухе – 10 –5 %.
Таким образом, озон в верхних и в нижних слоях атмосферы оказывает противоположное по своим результатам воздействие на человека и животный мир.
Озон наряду с хлором используют для обработки воды, чтобы разрушить органические примеси и уничтожить бактерии. Однако как хлорирование, так и озонирование воды имеет свои преимущества и недостатки. При хлорировании воды уничтожаются практически полностью бактерии, но образуются вредные для здоровья органические вещества канцерогенного характера (способствуют развитию раковых опухолей) – диоксины и подобные им соединения. При озонировании воды такие вещества не образуются, но озон убивает не все бактерии, и оставшиеся живыми бактерии через некоторое время обильно размножаются, поглощая остатки убитых бактерий, и вода становится даже более загрязненной бактериальной флорой. Поэтому озонирование питьевой воды лучше применять при ее быстром использовании. Очень эффективно озонирование воды в бассейнах, когда вода непрерывно циркулирует через озонатор. Озон применяют также и для очистки воздуха. Он относится к числу экологически чистых окислителей, не оставляющих вредных продуктов своего распада.
Озон окисляет почти все металлы, кроме золота и металлов платиновой группы.

Химические способы получения озона неэффективны или слишком опасны. Поэтому советуем вам получить озон в смеси с воздухом в озонаторе (действие слабого электрического разряда на кислород), имеющемся в школьной физической лаборатории.

Озон чаще всего получают действием на газообразный кислород тихого электрического разряда (без свечения и искр), который происходит между стенками внутреннего и внешнего сосудов озонатора. Простейший озонатор нетрудно изготовить из стеклянных трубок с пробками. Как это сделать, вы поймете из рис. 8.4. Внутренний электрод – металлический стержень (длинный гвоздь), наружный электрод – проволочная спираль. Воздух можно продувать воздушным насосом для аквариума или резиновой грушей от пульверизатора. На рис. 8.4 внутренний электрод находится в стеклянной трубке (как вы думаете, почему? ), но можно собрать озонатор и без нее. Резиновые пробки быстро разъедаются озоном.

Высокое напряжение удобно получить от индукционной катушки системы зажигания автомобиля, непрерывно размыкая соединение с источником низкого напряжения (аккумулятор или выпрямитель тока на 12 В).
Выход озона – несколько процентов.

Качественно обнаружить озон можно при помощи крахмального раствора йодида калия. Этим раствором можно пропитать полоску фильтровальной бумаги или раствор добавить в озонированную воду, а воздух с озоном пропускать через раствор в пробирке. Кислород в реакцию с йодид-ионом не вступает.
Уравнение реакции:

2I – + О 3 + Н 2 О = I 2 + O 2 + 2ОН – .

Напишите уравнения реакций приема и отдачи электронов.
Поднесите к озонатору полоску фильтровальной бумаги, смоченную этим раствором. (Зачем раствор йодида калия должен содержать крахмал?) Определению озона этим способом мешает пероксид водорода (почему?) .
Рассчитайте ЭДС реакции, используя электродные потенциалы:

3. Восстановительные свойства сероводорода и сульфид-иона.

Сероводород – бесцветный газ с запахом тухлых яиц (в состав некоторых белков входит сера).
Для проведения опытов с сероводородом можно пользоваться газообразным сероводородом, пропуская его через раствор с изучаемым веществом, или приливать к исследуемым растворам заранее приготовленную сероводородную воду (это удобнее). Многие реакции можно проводить с раствором сульфида натрия (реакции на сульфид-ион S 2–).
Работать с сероводородом только под тягой! Смеси сероводорода с воздухом сгорают со взрывом.

Сероводород обычно получают в аппарате Киппа, действуя 25%-й серной (разбавленной 1:4) или 20%-й соляной (разбавленной 1:1) кислотой на сульфид железа в виде кусочков размером 1–2 см. Уравнение реакции:

FeS (кр.) + 2Н + = Fe 2+ + H 2 S (г.).

Небольшие количества сероводорода можно получить, поместив кристаллический сульфид натрия в колбу с пробкой, через которую пропущены капельная воронка с краном и отводная трубка. Медленно приливая из воронки 5–10%-ю соляную кислоту (почему не серную?) , колбу постоянно встряхивают покачиванием, чтобы избежать местного скопления непрореагировавшей кислоты. Если этого не делать, неожиданное смешение компонентов может привести к бурной реакции, выталкиванию пробки и разрушению колбы.
Равномерный ток сероводорода получается при нагревании с серой богатых водородом органических соединений, например парафина (1 часть парафина на 1 часть серы, 300 °С).
Для получения сероводородной воды через дистиллированную воду (или прокипяченную) пропускают сероводород. В одном объеме воды растворяется около трех объемов газообразного сероводорода. При стоянии на воздухе сероводородная вода постепенно мутнеет (почему?) .
Сероводород – сильный восстановитель: галогены восстанавливаются им до галогеноводородов, серная кислота – до диоксида серы и серы.
Сероводород ядовит. Предельно допустимая концентрация в воздухе 0,01 мг/л. Даже при незначительных концентрациях сероводород раздражает глаза и дыхательные пути, вызывает головную боль. Концентрации выше 0,5 мг/л опасны для жизни. При более высоких концентрациях поражается нервная система. При вдохе сероводорода возможна остановка сердца и дыхания. Иногда сероводород скапливается в пещерах и канализационных колодцах, и попавший туда человек мгновенно теряет сознание и погибает.
В то же время сероводородные ванны оказывают лечебное действие на организм человека.

3а. Реакция сероводорода с пероксидом водорода.

Изучите действие раствора пероксида водорода на сероводородную воду или раствор сульфида натрия.
По результатам опытов составьте уравнения реакций. Рассчитайте ЭДС реакции и сделайте вывод о возможности ее прохождения.

3б. Реакция сероводорода с серной кислотой.

В пробирку с 2–3 мл сероводородной воды (или раствора сульфида натрия) прилейте по каплям концентрированную серную кислоту (осторожно!) до появления мути. Что это за вещество? Какие другие продукты могут получиться в этой реакции?
Напишите уравнения реакций. Рассчитайте ЭДС реакции, используя электродные потенциалы:

4. Диоксид серы и сульфит-ион.

Диоксид серы, сернистый газ – важнейший загрязнитель атмосферы, выделяемый автомобильными двигателями при использовании плохо очищенного бензина и топками, в которых сгорают серосодержащие угли, торф или мазут. Ежегодно в атмосферу из-за сжигания угля и нефти выбрасываются миллионы тонн диоксида серы.
В природе диоксид серы встречается в вулканических газах. Диоксид серы окисляется кислородом воздуха в триоксид серы, который, поглощая воду (пары), превращается в серную кислоту. Выпадающие кислотные дожди разрушают цементные части построек, памятники архитектуры, высеченные из камня скульптуры. Кислотные дожди замедляют рост растений и даже приводят к их гибели, убивают живые организмы водоемов. Такие дожди вымывают из пашен малорастворимые в воде фосфорные удобрения, которые, попадая в водоемы, приводят к бурному размножению водорослей и быстрому заболачиванию прудов, рек.
Диоксид серы – бесцветный газ с резким запахом. Получать диоксид серы и работать с ним следует под тягой.

Сернистый газ можно получить, поместив в колбу, закрывающуюся пробкой с отводной трубкой и капельной воронкой, 5–10 г сульфита натрия. Из капельной воронки с 10 мл концентрированной серной кислоты (крайняя осторожность!) приливайте ее по каплям к кристаллам сульфита натрия. Вместо кристаллического сульфита натрия можно воспользоваться его насыщенным раствором.
Диоксид серы можно получить также реакцией между металлической медью и серной кислотой. В круглодонную колбу, снабженную пробкой с газоотводной трубкой и капельной воронкой, положите медные стружки или куски проволоки и прилейте из капельной воронки немного серной кислоты (на 10 г меди берется около 6 мл концентрированной серной кислоты). Для начала реакции слегка нагрейте колбу. После этого кислоту приливайте по каплям. Напишите уравнения приема и отдачи электронов и суммарное уравнение.
Свойства диоксида серы можно изучать, пропуская газ через раствор реагента, или в виде водного раствора (сернистой кислоты). Такие же результаты получаются при использовании подкисленных растворов сульфитов натрия Na 2 SO 3 и калия К 2 SO 3 . В одном объеме воды растворяется до сорока объемов сернистого газа (получается ~6%-й раствор).
Диоксид серы токсичен. При легких отравлениях начинается кашель, насморк, появляются слезы, начинается головокружение. Увеличение дозы приводит к остановке дыхания.

4а. Взаимодействие сернистой кислоты с пероксидом водорода.

Предскажите продукты взаимодействия сернистой кислоты и пероксида водорода. Проверьте свое предположение опытом.
К 2–3 мл сернистой кислоты прилейте столько же 3%-го раствора пероксида водорода. Как доказать образование предполагаемых продуктов реакции?
Тот же опыт повторите с подкисленным и щелочным растворами сульфита натрия.
Напишите уравнения реакций и рассчитайте ЭДС процесса.
Выберите нужные вам электродные потенциалы:

4б. Реакция между сернистым газом и сероводородом.

Эта реакция проходит между газообразными SO 2 и H 2 S и служит для получения серы. Реакция интересна также тем, что два загрязнителя атмосферы взаимно уничтожают друг друга. Проходит ли эта реакция между растворами сероводорода и сернистого газа? Ответьте на этот вопрос опытом.
Выберите электродные потенциалы для определения возможности прохождения реакции в растворе:

Попробуйте провести термодинамический расчет возможности прохождения реакций. Термодинамические характеристики веществ для определения возможности прохождения реакции между газообразными веществами следующие:

При каком состоянии веществ – газообразном или в растворе – реакции более предпочтительны?

Урок 13

Оксид серы (IV). Сероводородная и сернистая кислоты и их соли

Цели урока:

1. Охарактеризовать химические свойства оксида серы (IV), сероводородной и сернистой кислот и их солей, качественные реакции на соединения серы (предметный результат).

2. Продолжить развивать умение генерировать идеи, выявлять причинно-следственные связи, искать аналогии и работать в команде, пользоваться альтернативными источниками информации (метапредметный результат).

3. Формирование умений управлять своей учебной деятельностью, подготовка к осознанию выбора дальнейшей образовательной траектории (личностный результат).

Ход урока

Подготовка к восприятию нового материала (10 мин)

Опрос учащихся по домашнему заданию.

Изучение нового материала (20 мин)

Сероводород H 2 S – бесцветный газ тяжелее воздуха, запах тухлых яиц. Очень ядовит. Содержится в вулканических газах и минеральных водах.

Получают обменной реакцией:

Химические свойства:

1. Горение на воздухе голубым пламенем:

2H 2 S + 3O 2( изб .) = 2H 2 O + 2SO 2

2H 2 S + O 2( недост .) = 2H 2 O + 2S

2. Восстановительные свойства:

3. При растворении в воде образуется сероводородная кислота, которая диссоциирует:

4. Взаимодействие со щелочами. Образует два типа солей: сульфиды и гидросульфиды:

Сернистый газ SO 2 : бесцветный, с резким запахом, тяжелее воздуха, хорошо растворяется в воде, ядовит.

Кислотный оксид.

1. При вз-и с водой образует сернистую к-ту:

Сернистая к-та неустойчива, легко распадается на оксид серы (IV) и воду. Существует только в водных растворах. Образует два типа солей: сульфиты и гидросульфиты.

Качественная реакция на сульфиты

Сероводород (H₂S) представляет собой бесцветный газ c запахом тухлых яиц. По плотности он тяжелее водорода. Сероводород смертельно ядовит для человека и животных. Даже незначительное его содержание в воздухе вызывает головокружение и тошноту, но самым страшным является то, что при длительном его вдыхании этот запах уже не ощущается. Однако при отравлении сероводородом существует простое противоядие: следует завернуть в платок кусок хлорной извести, затем смочить, и какое-то время нюхать этот сверток. Сероводород получают путем взаимодействия серы с водородом при температуре 350 °С:

H₂ + S → H₂S

Это окислительно-восстановительная реакция: в ходе нее изменяются степени окисления участвующих в ней элементов.

В лабораторных условиях сероводород получают воздействием на сульфид железа серной или соляной кислоты:

FeS + 2HCl → FeCl₂ + H₂S

Это реакция обмена: в ней взаимодействующие вещества обмениваются своими ионами. Данный процесс обычно проводят с помощью аппарата Киппа.

Аппарат Киппа

Свойства сероводорода

При горении сероводорода образуется оксид серы 4 и водяной пар:

2H₂S + 3О₂ → 2Н₂О + 2SO₂

H₂S горит голубоватым пламенем, а если над ним подержать перевернутый химический стакан, то на его стенках появится прозрачный конденсат (вода).

Однако при незначительном понижении температуры данная реакция проходит несколько иначе: на стенках предварительно охлажденного стакана появится уже желтоватый налет свободной серы:

2H₂S + О₂ → 2Н₂О + 2S

На этой реакции основан промышленный способ получения серы.

При поджигании предварительно подготовленной газообразной смеси сероводорода и кислорода происходит взрыв.

Реакция сероводорода и оксида серы(IV) также позволяет получить свободную серу:

2H₂S + SО₂ → 2Н₂О + 3S

Сероводород растворим в воде, причем три объема этого газа могут раствориться в одном объеме воды, образуя слабую и нестойкую сероводородную кислоту (Н₂S). Эту кислоту также называют сероводородной водой. Как видите, формулы газа-сероводорода и сероводородной кислоты записываются одинаково.

Если к сероводородной кислоте прилить раствор соли свинца, выпадет черный осадок сульфида свинца:

H₂S + Pb(NO₃)₂ → PbS + 2HNO₃

Это качественная реакция для обнаружения сероводорода. Она же демонстрирует способность сероводородной кислоты вступать в реакции обмена с растворами солей. Таким образом, любая растворимая соль свинца является реактивом на сероводород. Некоторые другие сульфиды металлов также имеют характерную окраску, например: сульфид цинка ZnS - белую, сульфид кадмия CdS - желтую, сульфид меди CuS - черную, сульфид сурьмы Sb₂S₃ - красную.

Кстати, сероводород является нестойким газом и при нагревании практически полностью разлагается на водород и свободную серу:

H₂S → Н₂ + S

Сероводород интенсивно взаимодействует с водными растворами галогенов:

H₂S + 4Cl₂ + 4H₂O→ H₂SO₄ + 8HCl

Сероводород в природе и жизнедеятельности человека

Сероводород входит в состав вулканических газов, природного газа и газов, сопутствующих месторождениям нефти. Много его и в природных минеральных водах, например, в Черном море он залегает на глубине от 150 метров и ниже.

Сероводород применяют :

в медицине (лечение сероводородными ваннами и минеральными водами);
в промышленности (получение серы, серной кислоты и сульфидов);
в аналитической химии (для осаждения сульфидов тяжелых металлов, которые обычно нерастворимы);
в органическом синтезе (для получения сернистых аналогов органических спиртов (меркаптанов) и тиофена (серосодержащего ароматического углеводорода). Еще одно из недавно появившихся направлений в науке - сероводородная энергетика. Всерьез изучается получение энергии из залежей сероводорода со дна Черного моря.

Природа окислительно-восстановительных реакций серы и водорода

Реакция образования сероводорода является окислительно-восстановительной:

Н₂⁰ + S⁰→ H₂⁺S²⁻

Процесс взаимодействия серы с водородом легко объясняется строением их атомов. Водород занимает первое место в периодической системе, следовательно, заряд его атомного ядра равен (+1), а вокруг ядра атома кружится 1 электрон. Водород с легкостью отдает свой электрон атомам других элементов, превращаясь в положительно заряженный ион водорода - протон:

Н⁰ -1е⁻= Н⁺

Сера находится на шестнадцатой позиции в таблице Менделеева. Значит, заряд ядра ее атома равен (+16), и количество электронов в каждом атоме также 16е⁻. Расположение серы в третьем периоде говорит о том, что ее шестнадцать электронов кружатся вокруг атомного ядра, образуя 3 слоя, на последнем из которых находится 6 валентных электронов. Количество валентных электронов серы соответствует номеру группы VI, в которой она находится в периодической системе.

Итак, сера может отдать все шесть валентных электронов, как в случае образования оксида серы(VI):

2S⁰ + 3O2⁰ → 2S⁺⁶O₃⁻²

Кроме того, в результате окисления серы, 4е⁻могут быть отданы ее атомом другому элементу с образованием оксида серы(IV):

S⁰ + О2⁰ → S⁺4 O2⁻²

Сера может отдать также два электрона c образованием хлорида серы(II) :

S⁰ + Cl2⁰ → S⁺² Cl2⁻

Во всех трех вышеуказанных реакциях сера отдает электроны. Следовательно, она окисляется, но при этом выступает в роли восстановителя для атомов кислорода О и хлора Cl. Однако в случае образования H2S окисление - удел атомов водорода, поскольку именно они теряют электроны, восстанавливая внешний энергетический уровень серы с шести электронов до восьми. В результате этого каждый атом водорода в его молекуле становится протоном:

Н2⁰-2е⁻ → 2Н⁺,

а молекула серы, наоборот, восстанавливаясь, превращается в отрицательно заряженный анион (S⁻²): S⁰ + 2е⁻ → S⁻²

Таким образом, в химической реакции образования сероводорода окислителем выступает именно сера.

С точки зрения проявления серой различных степеней окисления, интересно и еще одно взаимодействие оксида серы(IV) и сероводорода - реакция получения свободной серы:

2H₂⁺S-²+ S⁺⁴О₂-²→ 2H₂⁺O-²+ 3S⁰

Как видно из уравнения реакции, и окислителем, и восстановителем в ней являются ионы серы. Два аниона серы (2-) отдают по два своих электрона атому серы в молекуле оксида серы(II), в результате чего все три атома серы восстанавливаются до свободной серы.

2S-² - 4е⁻→ 2S⁰ - восстановитель, окисляется;

S⁺⁴ + 4е⁻→ S⁰ - окислитель, восстанавливается.

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