Сірководень сірчиста кислота. Презентація на тему "сірка

22 урок 9 клас

Урок на тему: Сірководень. Сульфіди. Оксид сірки (IV). Сірчиста кислота

Завдання уроку: Загальноосвітні: Закріпити знання учнів з пройденої теми: алотропія сірки та кисню, будова атомів сірки та кисню, хімічні властивості та застосування сірки з використанням тестування, з метою підготовки учнів до ГІА; Вивчити будову, властивості та застосування газів: сірководню, сірчистого газу, сірчистої кислоти. Вивчити солі - сульфіди, сульфіти та їх якісне визначення з використанням навчального електронного посібника з хімії 9клас. Вивчити вплив сірководню, оксиду сірки (IV) на навколишнє середовище та здоров'я людини. Використовувати презентації учнів для вивчення нової теми та закріплення. Використовувати мультимедійний проектор під час перевірки тесту. Продовжити підготовку учнів до складання іспитів з хімії у формі ДІА.

Виховні: Моральне та естетичне виховання учнів до навколишнього середовища. Виховання переконаності у позитивній ролі хімії у житті сучасного суспільства, необхідності хімічно грамотного ставлення до свого здоров'я та навколишнього середовища. Виховання вміння працювати у парах при самоаналізі контрольних зрізів, тестів.

Розвиваючі: Вміти застосовувати отримані знання для пояснення різноманітних хімічних явищ та властивостей речовин. Вміти застосовувати додатковий матеріал з інформаційних джерел, комп'ютерних технологій при підготовці учнів до ДІА. б) оцінки впливу хімічного забруднення довкілля на організм людини.

Обладнання для уроку: Г.Є. Рудзітіс, Ф.Г. Фельдман "Підручник хімії 9 клас". Презентації учнів: «Сіроводень», «Оксид сірки (IV)», «Озон». Тест до підготовки ГІА, відповіді до тесту. Електронний посібник для вивчення хімії 9клас: а) якісні реакції на сульфід-іон, сульфіт-іон. б) мультимідійний проектор

в) проекційний екран. Захист плакату «Забруднення навколишнього середовища викидами сірководню та сірчистого газу».

Хід уроку.

I. Початок уроку: Вчитель оголошує тему, мету та завдання уроку.

Закріплення вивченого матеріалу:

Проводиться з питань тесту з метою підготовки учнів до здачі ДПА (тест додається).

Відповіді тесту виводяться на екран:

Учні проводять взаємоперевірку тестів і ставлять оцінки (листочки здаються вчителю).Критерії оцінок: 0 помилок – 5; 1 – 2 помилки – 4; 3 помилки – 3; 4 і більше – 2

Тест проводиться протягом 7 хвилин і перевіряється протягом 3 хвилин.

II. Вивчення нової теми:

Сірководень. Сульфіди.

Сірководень є цінним у хімічному плані сполукою сірки, його властивості ми сьогодні вивчатимемо на уроці. Зі знаходженням сірководню в природі, його фізичних властивостях та його дії на організм людини та навколишнє середовище ми познайомимося через презентацію.

Чому не можна отримувати сірководень у лабораторії як інші гази, наприклад: кисень та водень? На це запитання учні дадуть відповідь після прослуховування презентації.

Будова сірководню:

а) молекулярна формула Н 2 S -2 , ступінь окислення сірки (-2), отруйний.

б) сірководень має запах тухлих яєць.

3. Одержання сірководню: Отримання в лабораторії: одержують дією розведеної сірчаної кислоти на сульфід заліза (II), так як сірководень отруйний, досліди проводять у витяжній шафі.H 2 + S 0 → H 2 S -2

FeS + H 2 SO 4 → FeSO 4 + H 2 Sця реакція проводиться в апараті Кіпа, який використовують для одержання водню.

4. Хімічні властивості сірководню: Сірководень горить у повітрі блакитним полум'ям у своїй утворюється сірчистий газ чи оксид сірки(IV)

2 H 2 S -2 + 3 O 2 → 2 H 2 O + 2 S +4 O 2

відновник

При нестачі кисню утворюються пари води та сірки: 2H 2 S -2 + O 2 → 2 H 2 O + 2 S 0

Сірководень має властивості відновника: якщо в пробірку з сірководнем прилити невелику кількість бромної води, то розчин знебарвиться і на поверхні розчину з'явиться сірка

H 2 S -2 + Br 0 2 → S 0 + 2 HBr -1

Сірководень мало-розчинний у воді: в одному обсязі води приt= 20 º розчиняється 2,4 об'єму сірководню, цей розчин називають сірководневою водою або слабкою сірководневою кислотою. Розглянемо дисоціацію сірководневої кислоти:H 2 S→ H + + HS -

HS - ↔ H + + S 2- Дисоціація по другому ступені практично не протікає, оскільки це слабка кислота. Вона дає 2 типи солей:

HS - (I)S 2-

гідросульфіди сульфіди

IIIII

NaHSNa 2 S

Гідросульфід натрію сульфід натрію

Сірководнева кислота вступає з лугами в реакцію нейтралізації:

H 2 S + NaOH → NaHS + H 2 O

надлишок

H 2 S + 2NaOH→ Na 2 S + 2H 2 O

надлишок

Якісна реакція на сульфід-іон (демонстрація досвіду з електронного освітнього диска)

Pb(NO 3 ) 2 + Na 2 S → PbS↓ + 2 NaNO 3 написати повне іонне та коротке

осад чорного кольору іонне рівняння

(Na 2 S + CuCl 2 → CuS↓ + 2 HCl)

осад чорного кольору

Заряджання для очей. (1-2 хвилини)

Дотримання санітарно-гігієнічних норм роботи з комп'ютера на уроці.

5. Оксид сірки( IV) – сірчистий газ.S +4 O 2 ступінь окиснення сірки (+4).

Іншим важливим з'єднанням сірки є оксид сірки(IV) SO 2 - Сірчистий газ. Отруйний.

З фізичними властивостями сірчистого газу, застосуванням та впливом на довкілля та здоров'я людини ми познайомимося через презентацію.

Чому сірчистий газ не можна отримувати на практичній роботі?

Одержання оксиду сірки(IV): утворюється при горінні сірки на повітрі, газ із різким запахом.

S+O 2 → SO 2

Сірчистий газ має властивості кислотного оксиду при розчиненні його у воді утворюється сірчиста кислота, електроліт середньої силиSO 2 + H 2 O ↔ H 2 SO 3 Лакмус фарбується в червоний колір.

Хімічні властивостіSO 2 :

Реагує з основними оксидамиSO 2 + CaO → CaSO 3

Реагує із лугамиSO 2 + 2 NaOH → Na 2 SO 3 + H 2 O

(вдома розписати повне іонне та коротке іонне рівняння)

Сірка виявляє ступеня окислення:S -2 , S 0 , S +4 , S +6 .

В оксиді сірки( IV) SO 2 ступінь окислення +4, тому сірчистий газ виявляє властивості окислювача та відновника

S +4 O 2 + 2H 2 S -2 → 3S 0 ↓ + 2H 2 O S +4 O 2 + Cl 0 2 + 2H 2 O → H 2 S +6 O 4 + 2HCl -1 2-

Гідросульфіт сульфіт

До HSO 3 До 2 SO 3

Якісна реакція на сульфіт-іон (реагентом є сірчана кислота, утворюється газ із різким запахом, що знебарвлює розчини) фрагмент з електронного освітнього диска.

K 2 SO 3 + H 2 SO 4 → K 2 SO 4 + SO 2 + H 2 O

Вдома розписати повне та коротке іонне рівняння.

Захист плаката "Забруднення навколишнього середовища з'єднаннями сірки".

Захист презентації

Домашнє завдання §11-12, записи, упр. 3,5 стор.34(п)

III. Підсумок уроку:

Вчитель підбиває підсумок уроку

Виставляє оцінки за тест, презентацію.

Дякує учням за урок.

Перша допомога при отруєнні газами: сірководнем, сірчистим газом: промивання носа, ротової порожнини 2% розчином гідрокарбонату натріюNaHCO 3 , спокій, свіже повітря.

Урок 13

Оксид сірки (ІV). Сірководнева та сірчиста кислоти та їх солі

Цілі уроку:

1. Охарактеризувати хімічні властивості оксиду сірки (IV), сірководневої та сірчистої кислот та їх солей, якісні реакції на сполуки сірки(Предметний результат).

2. Продовжити розвивати вміння генерувати ідеї, виявляти причинно-наслідкові зв'язки, шукати аналогії та працювати в команді, користуватися альтернативними джерелами інформації(Метапредметний результат).

3. Формування умінь керувати своєю навчальною діяльністю, підготовка до усвідомлення вибору подальшої освітньої траєкторії(Особистий результат).

Хід уроку

Підготовка до сприйняття нового матеріалу (10 хв)

Опитування учнів за домашнім завданням.

Вивчення нового матеріалу (20 хв)

Сірководень H 2 S – безбарвний газ важчий за повітря, запах тухлих яєць. Дуже отруйний. Міститься у вулканічних газах та мінеральних водах.

Отримують обмінну реакцію:

Хімічні властивості:

1. Горіння на повітрі блакитним полум'ям:

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

2H 2 S+O 2( нестача .) = 2H 2 O + 2S

2. Відновлювальні властивості:

3. При розчиненні у воді утворюється сірководнева кислота, яка дисоціює:

4. Взаємодія із лугами. Утворює два типи солей: сульфіди та гідросульфіди:

Сірчистий газ SO 2 : безбарвний, з різким запахом, важчий за повітря, добре розчиняється у воді, отруйний.

Кислотний оксид.

1. При вз-і з водою утворює сірчисту до-ту:

Сірчиста к-та нестійка, легко розпадається на оксид сірки (IV) та воду. Існує лише у водних розчинах. Утворює два типи солей: сульфіти та гідросульфіти.

Якісна реакція на сульфіти

Сірчиста кислота - це неорганічна двоосновна нестійка кислота середньої сили. Неміцна сполука відома лише у водних розчинах при концентрації не більше шести відсотків. При спробах виділити чисту сірчисту кислоту вона розпадається на оксид сірки (SO2) та воду (H2O). Наприклад, при дії сірчаної кислоти (H2SO4) у концентрованому вигляді на сульфіт натрію (Na2SO3) замість сірчистої кислоти виділяється оксид сірки (SO2). Ось так виглядає ця реакція:

Na2SO3 (сульфіт натрію) + H2SO4 (сірчана кислота) = Na2SO4 (сульфат натрію) + SO2 (сірки діоксид) + H2O (вода)

Розчин сірчистої кислоти

При його зберіганні необхідно унеможливити доступ повітря. Інакше сірчиста кислота, повільно поглинаючи кисень (O2), перетвориться на сірчану.

2H2SO3 (кислота сірчиста) + O2 (кисень) = 2H2SO4 (кислота сірчана)

Розчини сірчистої кислоти мають досить специфічний запах (нагадує запах, що залишається після запалення сірника), наявність якого можна пояснити присутністю оксиду сірки (SO2), хімічно не пов'язаного водою.

Хімічні властивості сірчистої кислоти

1. H2SO3) може використовуватися як відновник або окислювач.

H2SO3 є добрим відновником. З її допомогою можна з вільних галогенів одержати галогеноводи. Наприклад:

H2SO3 (кислота сірчиста) + Cl2 (хлор, газ) + H2O (вода) = H2SO4 (кислота сірчана) + 2HCl (соляна кислота)

Але при взаємодії з сильними відновниками ця кислота виконуватиме роль окислювача. Прикладом може бути реакція сірчистої кислоти з сірководнем:

H2SO3 (кислота сірчиста) + 2H2S (сірководень) = 3S (сірка) + 3H2O (вода)

2. Розглянута нами хімічна сполука утворює два - сульфіти (середні) та гідросульфіти (кислі). Ці солі є відновниками, як і (H2SO3) сірчиста кислота. За її окисленні утворюються солі сірчаної кислоти. При прожарюванні сульфітів активних металів утворюються сульфати та сульфіди. Це реакція самоокислення-самовосновлення. Наприклад:

4Na2SO3 (сульфіт натрію) = Na2S + 3Na2SO4 (сульфат натрію)

Сульфіти натрію та калію (Na2SO3 та K2SO3) застосовуються при фарбуванні тканин у текстильній промисловості, при відбілюванні металів, а також у фотографії. Кальцію гідросульфіт (Ca(HSO3)2), що існує тільки в розчині, використовується для переробки деревного матеріалу на спеціальну сульфітну целюлозу. З неї потім роблять папір.

Застосування сірчистої кислоти

Сірчиста кислота використовується:

Для знебарвлення вовни, шовку, деревини, паперу та інших аналогічних речовин, що не витримують відбілювання за допомогою сильніших окислювачів (наприклад, хлору);

Як консервант і антисептик, наприклад, для запобігання ферментації зерна при отриманні крохмалю або запобігання процесу бродіння в бочках вина;

Для збереження продуктів, наприклад, при консервуванні овочів та плодів;

У переробці в сульфітну целюлозу, з якої потім отримують папір. У цьому випадку використовується розчин гідросульфіту кальцію (Ca(HSO3)2), який розчиняє лігнін - особлива речовина, що зв'язує волокна целюлози.

Сірчиста кислота: отримання

Цю кислоту можна отримати за допомогою розчинення сірчистого газу (SO2) у воді (H2O). Вам знадобляться сірчана кислота в концентрованому вигляді (H2SO4), мідь (Cu) та пробірка. Алгоритм дій:

1. Обережно налийте в пробірку концентровану сірчисту кислоту і помістіть туди шматочок міді. Нагрійте. Відбувається така реакція:

Cu (мідь) + 2H2SO4 (сірчана кислота) = CuSO4 (сульфат сірки) + SO2 (сірчистий газ) + H2O (вода)

2. Потік сірчистого газу необхідно направити у пробірку з водою. При його розчиненні частково відбувається з водою, в результаті якої утворюється сірчиста кислота:

SO2 (сірчистий газ) + H2O (вода) = H2SO3

Отже, пропускаючи сірчистий газ через воду, можна одержати сірчисту кислоту. Варто врахувати, що цей газ впливає на оболонки дихальних шляхів, може викликати їх запалення, а також втрату апетиту. При тривалому вдиханні можлива втрата свідомості. Поводитися з цим газом потрібно з граничною обережністю та уважністю.

Сірка– елемент 3-го періоду та VIA-групи Періодичної системи, порядковий номер 16, відноситься до халькогенів.Електронна формула атома [ 10 Ne]3s 2 3p 4 характерні ступеня окислення 0, -II, +IV і +VI, стан S VI вважається стійким.

Шкала ступенів окислення сірки:

Електронегативність сірки дорівнює 2,60, для неї характерні неметалеві властивості. У водневих і кисневих сполуках знаходиться у складі різних аніонів, утворює кисневмісні кислоти та їх солі, бінарні сполуки.

В природі - п'ятнадцятийза хімічною поширеністю елемент (сьомий серед неметалів). Зустрічається у вільному (саморідному) та пов'язаному вигляді. Життєво важливий елемент для вищих організмів.

Сірка S.Проста речовина. Жовта кристалічна (α-ромбічна та β-моноклінна,

при 95,5 ° C) або аморфна (пластична). У вузлах кристалічних ґрат знаходяться молекули S 8 (неплоські цикли типу «корона»), аморфна сірка складається з ланцюгів S n . Низькоплавка речовина, в'язкість рідини проходить через максимум при 200 ° C (розрив молекул S 8 переплетення ланцюгів S n). У парі - молекули S8, S6, S4, S2. При 1500 °C з'являється одноатомна сірка (у хімічних рівняннях для простоти будь-яка сірка зображується як S).

Сірка не розчиняється у воді і за звичайних умов не реагує з нею, добре розчинна у сірковуглецю CS 2 .

Сірка, особливо порошкоподібна, має високу активність при нагріванні. Реагує як окислювач з металами та неметалами:

а як відновник– з фтором, киснем та кислотами (при кип'ятінні):

Сірка піддається дисмутації в розчинах лугів:

3S 0 + 6КОН (конц.) = 2K 2 S-II + K 2 S IV O 3 + 3H 2 O

При високій температурі (400 °C) сірка витісняє йод із йодоводороду:

S + 2НI (г) = I 2 + H 2 S,

але в розчині реакція йде у зворотний бік:

I 2 + H 2 S(p) = 2 HI + S↓

Отримання: в промисловостівиплавляється із природних покладів самородної сірки (за допомогою водяної пари), виділяється при десульфурації продуктів газифікації вугілля.

Сірка застосовується для синтезу сірковуглецю, сірчаної кислоти, сірчистих (кубових) барвників, при вулканізації каучуку, як засіб захисту рослин від борошнистої роси, для лікування шкірних захворювань.

Сірководень H 2 S.Безкиснева кислота. Безбарвний газ із задушливим запахом, важчий за повітря. Молекула має будову двічі незавершеного тетраедра [::S(H) 2 ]

(sp 3 -гібридизація, валетний кут Н - S-Н далекий від тетраедричного). Нестійкий під час нагрівання вище 400 °C. Малорозчинний у воді (2,6 л/1 л Н 2 O при 20 °C), насичений децимолярний розчин (0,1 М, «сірководнева вода»). Дуже слабка кислота в розчині, практично не дисоціює по другій стадії до іонів S 2 - (максимальна концентрація S 2 дорівнює 1 10 -13 моль / л). При стоянні повітря розчин каламутніє (інгібітор – сахароза). Нейтралізується лугами, в повному обсязі – гідратом аміаку. Сильний відновник. Входить у реакції іонного обміну. Сульфідуючий агент, осаджує з розчину різноманітні сульфіди з дуже малою розчинністю.

Якісні реакції- осадження сульфідів, а також неповне згоряння H 2 S з утворенням жовтого нальоту сірки на холодному предметі, що внесений в полум'я (порцеляновий шпатель). Побічний продукт очищення нафти, природного та коксового газу.

Застосовується у виробництві сірки, неорганічних та органічних сірковмісних сполук як аналітичний реагент. Надзвичайно отруйний. Рівняння найважливіших реакцій:

Отримання: в промисловості- Прямим синтезом:

Н 2 + S = H 2 S(150–200 °C)

або при нагріванні сірки з парафіном;

в лабораторії– витісненням із сульфідів сильними кислотами

FeS + 2НCl (конц.) = FeCl 2 + H 2 S

або повним гідролізом бінарних сполук:

Al 2 S 3 + 6Н 2 O = 2Al(ОН) 3 ↓ + 3 H 2 S

Сульфід натрію Na 2 SБезкиснева сіль. Білий, дуже гігроскопічний. Плавиться без розкладання, термостійкий. Добре розчинний у воді, гідролізується аніоном, створює в розчині сильнолужне середовище. При стоянні на повітрі розчин каламутніє (колоїдна сірка) і жовтіє (забарвлення полісульфіду). Типовий відновник. Приєднує сірку. Входить у реакції іонного обміну.

Якісні реакціїна іон S 2 - осадження різнобарвних сульфідів металів, з яких MnS, FeS, ZnS розкладаються в НCl (розб.).

Застосовується у виробництві сірчистих барвників та целюлози для видалення волосяного покриву шкір при дубленні шкір, як реагент в аналітичній хімії.

Рівняння найважливіших реакцій:

Na 2 S + 2НCl (розб.) = 2NaCl + H 2 S

Na 2 S + 3H 2 SO 4 (конц.) = SO 2 + S↓ + 2H 2 O + 2NaHSO 4 (до 50 °C)

Na 2 S + 4HNO 3 (конц.) = 2NO + S↓ + 2H 2 O + 2NaNO 3 (60 °C)

Na 2 S + H 2 S (насич.) = 2NaHS

Na 2 S (т) + 2O 2 = Na 2 SO 4 (понад 400 °C)

Na 2 S + 4H 2 O 2 (конц.) = Na 2 SO 4 + 4H 2 O

S 2- + M 2+ = MnS (тілес.)↓; FeS (чорн.) ↓; ZnS (біл.)↓

S 2- + 2Ag + = Ag 2 S (чорн.)↓

S 2- + M 2+ = СdS (жовт.) ↓; PbS, CuS, HgS (чорні)↓

3S 2‑ + 2Bi 3+ = Bi 2 S 3 (кор. – чорн.)↓

3S 2‑ + 6H 2 O + 2M 3+ = 3H 2 S + 2M(OH) 3 ↓ (M = Al, Cr)

Отриманняв промисловості– прожарювання мінералу Мірабіліт Na 2 SO 4 10Н 2 O у присутності відновників:

Na 2 SO 4 + 4Н 2 = Na 2 S + 4Н 2 O (500 °C, кат. Fe 2 O 3)

Na 2 SO 4 + 4C (кокс) = Na 2 S + 4C (800–1000 °C)

Na 2 SO 4 + 4СО = Na 2 S + 4СО 2 (600–700 °C)

Сульфід алюмінію Al 2 S 3 .Безкиснева сіль. Білий, зв'язок Al – S переважно ковалентний. Плавиться без розкладання під надлишковим тиском N 2 легко виганяється. Окислюється повітря при прожарюванні. Повністю гідролізується водою, що не осаджується з розчину. Розкладається сильними кислотами. Застосовується як тверде джерело чистого сірководню. Рівняння найважливіших реакцій:

Al 2 S 3 + 6Н 2 O = 2Al(ОН) 3 ↓ + 3H 2 S (чистий)

Al 2 S 3 + 6НCl (розб.) = 2AlCl 3 + 3H 2 S

Al 2 S 3 + 24HNO 3 (конц.) = Al 2 (SO 4) 3 + 24NO 2 + 12H 2 O (100 °C)

2Al 2 S 3 + 9O 2 (повітря) = 2Al 2 O 3 + 6SO 2 (700–800 °C)

Отримання: взаємодія алюмінію з розплавленою сіркою за відсутності кисню та вологи:

2Al + 3S = AL 2 S 3(150–200 °C)

Сульфід заліза (ІІ) FeS.Безкиснева сіль. Чорно-сірий із зеленим відтінком, тугоплавкий, розкладається при нагріванні у вакуумі. У вологому стані чутливий до кисню повітря. Нерозчинний у воді. Не випадає осад при насиченні розчинів солей заліза(II) сірководнем. Розкладається кислотами. Застосовується як сировина у виробництві чавуну, тверде джерело сірководню.

З'єднання заліза(III) складу Fe 2 S 3 не відоме (не отримано).

Рівняння найважливіших реакцій:

Отримання:

Fe + S = FeS(600 °C)

Fe 2 O 3 + H 2 + 2H 2 S = 9 FeS+ 3H 2 O (700-1000 °C)

FeCl 2 + 2NH 4 HS (поз.) = FeS↓ + 2NH 4 Cl + H 2 S

Дисульфід заліза FeS 2 .Бінарна сполука. Має іонну будову Fe 2+ (–S – S–) 2‑ . Темно-жовтий, термічно стійкий, при прожарюванні розкладається. Нерозчинний у воді, що не реагує з розведеними кислотами, лугами. Розкладається кислотами-окислювачами, піддається випалу повітря. Застосовується як сировина у виробництві чавуну, сірки та сірчаної кислоти, каталізатор в органічному синтезі. У природі – рудні мінерали піриті марказіт.

Рівняння найважливіших реакцій:

FeS 2 = FeS + S (понад 1170 °C, вакуум)

2FeS 2 + 14H 2 SO 4 (конц., гір.) = Fe 2 (SO 4) 3 + 15SO 2 + 14Н 2 O

FeS 2 + 18HNO 3 (конц.) = Fe(NO 3) 3 + 2H 2 SO 4 + 15NO 2 + 7H 2 O

4FeS 2 + 11O 2 (повітря) = 8SO 2 + 2Fe 2 O 3 (800 °C, випал)

Гідросульфід амонію NH 4 HS.Безкиснева кисла сіль. Білий, плавиться під надлишковим тиском. Дуже леткий, термічно нестійкий. На повітрі окислюється. Добре розчинний у воді, гідролізується по катіону та аніону (переважає), створює лужне середовище. Розчин жовтіє на повітрі. Розкладається кислотами, у насиченому розчині приєднує сірку. Лугами не нейтралізується, середня сіль (NH 4) 2 S не існує у розчині (умови отримання середньої солі див. у рубриці «H 2 S»). Застосовується як компонент фотопроявників, як аналітичний реагент (осаджувач сульфідів).

Рівняння найважливіших реакцій:

NH 4 HS = NH 3 + H 2 S (понад 20 °C)

NH 4 HS + НCl (розб.) = NH 4 Cl + H 2 S

NH 4 HS + 3HNO 3 (конц.) = S↓ + 2NO 2 + NH 4 NO 3 + 2H 2 O

2NH 4 HS (насич. H 2 S) + 2CuSO 4 = (NH 4) 2 SO 4 + H 2 SO 4 + 2CuS↓

Отримання: насичення концентрованого розчину NH 3 сірководнем:

NH 3 Н 2 O (конц.) + H 2 S (г) = NH 4 HS+ Н 2 O

В аналітичній хімії розчин, що містить рівні кількості NH 4 HS і NH 3 Н 2 O, умовно вважають розчином (NH 4) 2 S і використовують формулу середньої солі в записі рівнянь реакцій, хоча сульфід амонію повністю гідролізується у воді до NH 4 HS та NH 3 Н 2 O.

Диоксид сірки. Сульфіти

Діоксид сірки SO2.Кислотний оксид. Безбарвний газ із різким запахом. Молекула має будову незавершеного трикутника [: S(O) 2 ] (sр 2 гібридизація), містить σ,π-зв'язку S=O. Легко скраплюється, термічно стійкий. Добре розчинний у воді (~40 л/1 л Н 2 O при 20 °C). Утворює полігідрат, що має властивості слабкої кислоти, продукти дисоціації - іони HSO 3 - і SO 3 2 -. Іон HSO 3 ‑ має дві таутомірні форми – симетричну(некислотну) з будовою тетраедра (sр 3 гібридизація), яка переважає в суміші, і несиметричну(кислотну) з будовою незавершеного тетраедра [: S(O) 2 (OH)] (sр 3-гібридизація). Іон SO 3 2 також тетраедричний [: S(O) 3 ].

Реагує із лугами, гідратом аміаку. Типовий відновник, слабкий окисник.

Якісна реакція- Знебарвлення жовто-коричневої «йодної води». Проміжний продукт у виробництві сульфітів та сірчаної кислоти.

Застосовується для відбілювання вовни, шовку та соломи, консервування та зберігання фруктів, як дезінфікуючий засіб, антиоксидант, холодоагент. Отруйний.

З'єднання складу H 2 SO 3 (сірчиста кислота) не відоме (не існує).

Рівняння найважливіших реакцій:

Розчинення у воді та кислотні властивості:

Отримання: у промисловості - спалювання сірки в повітрі, збагаченому киснем, і, меншою мірою, випалення сульфідних руд (SO 2 - попутний газ при випаленні піриту):

S + O 2 = SO 2(280–360 °C)

4FeS 2 + 11O 2 = 2Fe 2 O 3 + 8 SO 2(800 °C, випал)

у лабораторії – витіснення сірчаної кислоти з сульфітів:

BaSO 3(т) + H 2 SO 4 (конц.) = BaSO 4 ↓ + SO 2 + Н 2 O

Сульфіт натрію Na 2 SO 3 .Оксосоль. Білий. При нагріванні повітря розкладається без плавлення, плавиться під надлишковим тиском аргону. У вологому стані та в розчині чутливий до кисню повітря. Добре розчинний у воді, що гідролізується по аніону. Розкладається кислотами. Типовий відновник.

Якісна реакціяна іон SO 3 2 - утворення білого осаду сульфіту барію, який переводиться в розчин сильними кислотами (НCl, HNO 3).

Застосовується як реактив у аналітичній хімії, компонент фотографічних розчинів, нейтралізатор хлору при відбілюванні тканин.

Рівняння найважливіших реакцій:

Отримання:

Na 2 CO 3 (Конц.) + SO 2 = Na 2 SO 3+ CO 2

Сірчана кислота. Сульфати

Сірчана кислота H 2 SO 4 .Оксокислота. Безбарвна рідина, дуже в'язка (маслоподібна), гігроскопічна. Молекула має спотворено-тетраедричну будову (sр 3 гібридизація), містить ковалентні σ-зв'язку S - ВІН і σπ-зв'язку S=O. Іон SO 4 2 має правильно-тетраедричну будову. Має широкий температурний інтервал рідкого стану (~300 градусів). Під час нагрівання вище 296 °C частково розкладається. Переганяється у вигляді азеотропної суміші з водою (масова частка кислоти 98,3 %, температура кипіння 296–340 °C), при більш сильному нагріванні повністю розкладається. Необмежено поєднується з водою (з сильним екзо‑ефектом). Сильна кислота в розчині, що нейтралізується лугами та гідратом аміаку. Перекладає метали в сульфати (при надлишку концентрованої кислоти у звичайних умовах утворюються розчинні гідросульфати), але метали Be, Bi, C, Fe, Mg і Nb пасивуються в концентрованій кислоті і не реагують з нею. Реагує з основними оксидами та гідроксидами, розкладає солі слабких кислот. Слабкий окислювач у розведеному розчині (за рахунок Н I), сильний – у концентрованому розчині (за рахунок S VI). Добре розчиняє SO 3 і реагує з ним (утворюється важка маслоподібна рідина – олеум,містить H 2 S 2 O 7).

Якісна реакціяна іон SO 4 2 - осадження білого сульфату барію BaSO 4 (осад не переводиться в розчин соляної та азотної кислот, на відміну від білого осаду BaSO 3).

Застосовується у виробництві сульфатів та інших сполук сірки, мінеральних добрив, вибухових речовин, барвників та лікарських препаратів, в органічному синтезі, для «розтину» (першого етапу переробки) промислово важливих руд та мінералів, при очищенні нафтопродуктів, електролізі води, як електроліт свинцевих акумуляторів . Отруйна, викликає опіки шкіри. Рівняння найважливіших реакцій:

Отриманняв промисловості:

а) синтез SO 2 із сірки, сульфідних руд, сірководню та сульфатних руд:

S + O 2 (повітря) = SO 2(280–360 °C)

4FeS 2 + 11O 2 (повітря) = 8 SO 2+ 2Fe 2 O 3 (800 °C, випал)

2H 2 S + 3O 2 (поз.) = 2 SO 2+ 2Н 2 O (250–300 °C)

CaSO 4 + С (кокс) = СаО + SO 2+ СО (1300–1500 °C)

б) конверсія SO 2 SO 3 в контактному апараті:

в) синтез концентрованої та безводної сірчаної кислоти:

Н 2 O (розб. H 2 SO 4) + SO 3 = H 2 SO 4(Конц., безводн.)

(поглинання SO 3 чистою водою з отриманням H 2 SO 4 не проводиться через сильне розігрівання суміші та зворотного розкладання H 2 SO 4 див. вище);

г) синтез олеуму- суміші безводної H 2 SO 4 , дисертної кислоти H 2 S 2 O 7 і надлишкового SO 3 . Розчинений SO 3 гарантує безводність олеуму (при попаданні води відразу утворюється H 2 SO 4), що дозволяє безпечно перевозити його в сталевих цистернах.

Сульфат натрію Na 2 SO 4 .Оксосоль. Білий, гігроскопічний. Плавиться та кипить без розкладання. Утворює кристалогідрат (мінерал мірабіліт),легко втрачає воду; технічна назва глауберова сіль.Добре розчинний у воді, що не гідролізується. Реагує з H 2 SO 4 (конц.), SO 3 . Відновлюється воднем, коксом під час нагрівання. Входить у реакції іонного обміну.

Застосовується у виробництві скла, целюлози та мінеральних фарб як лікарський засіб. Міститься в ропі соляних озер, зокрема в затоці Кара-Богаз-Гол Каспійського моря.

Рівняння найважливіших реакцій:

Гідросульфат калію KHSO 4 .Кисла оксосоль. Білий, гігроскопічний, але кристалогідратів не утворює. При нагріванні плавиться та розкладається. Добре розчинний у воді, в розчині аніон піддається дисоціації, середовище розчину сильнокислотне. Нейтралізується лугами.

Застосовується як компонент флюсів у металургії, складова мінеральних добрив.

Рівняння найважливіших реакцій:

2KHSO 4 = K 2 SO 4 + H 2 SO 4 (до 240 °C)

2KHSO 4 = K 2 S 2 O 7 + Н 2 O (320–340 °C)

KHSO 4 (розб.) + КОН (конц.) = K 2 SO 4 + Н 2 O KHSO 4 + КCl = K 2 SO 4 + НCl (450–700 °C)

6KHSO 4 + М 2 O 3 = 2KM(SO 4) 2 + 2K 2 SO 4 + 3H 2 O (350–500 °C, M = Al, Cr)

Отримання: обробка сульфату калію концентрованою (більш ніж 6O%) сірчаною кислотою на холоді:

K 2 SO 4 + H 2 SO 4 (конц.) = 2 KHSO 4

Сульфат кальцію CaSO4.Оксосоль. Білий, дуже гігроскопічний, тугоплавкий, при прожарюванні розкладається. Природний CaSO 4 зустрічається як дуже поширеного мінералу гіпс CaSO 4 2Н 2 O. При 130 °C гіпс втрачає частину води і переходить у палений (штукатурний) гіпс 2CaSO 4 Н 2 O (технічна назва алебастр).Повністю зневоднений (200 ° C) гіпс відповідає мінералу ангідрит CaSO 4 . Малорозчинний у воді (0,206 г/100 г Н 2 O при 20 °C), розчинність зменшується при нагріванні. Реагує з H 2 SO 4 (конц.). Відновлюється коксом при сплавленні. Визначає більшу частину «постійної» жорсткості прісної води (докладніше див. 9.2).

Рівняння найважливіших реакцій: 100–128 °C

Застосовується як сировина у виробництві SO 2 , H 2 SO 4 та (NH 4) 2 SO 4 , як флюс у металургії, наповнювач паперу. Приготовлений з паленого гіпсу в'яжучий будівельний розчин «схоплюється» швидше ніж суміш на основі Са(ОН) 2 . Затвердіння забезпечується зв'язуванням води, утворенням гіпсу як кам'яної маси. Використовується палений гіпс для виготовлення гіпсових зліпків, архітектурно-декоративних форм та виробів, перегородкових плит та панелей, кам'яної підлоги.

Сульфат алюмінію-калію KAl(SO 4) 2 .Подвійна оксосоль. Білий, гігроскопічний. При сильному нагріванні розкладається. Утворює кристалогідрат – алюжокалієві галун.Помірно розчинний у воді, гідролізується по катіону алюмінію. Реагує із лугами, гідратом аміаку.

Застосовується як протрава при фарбуванні тканин, дубитель шкір, коагулянт при очищенні прісної води, компонент складів для проклеювання паперу, зовнішній кровоспинний засіб у медицині та косметології. Утворюється при спільній кристалізації сульфатів алюмінію та калію.

Рівняння найважливіших реакцій:

Сульфат хрому(III) – калію KCr(SO 4) 2 .Подвійна оксосоль. Червоний (гідрат темно-фіолетовий, технічна назва хорокалієві галун).Під час нагрівання розкладається без плавлення. Добре розчинний у воді (сіро-синє забарвлення розчину відповідає аквакомплексу 3+), гідролізується по катіону хрому (III). Реагує із лугами, гідратом аміаку. Слабкий окислювач та відновник. Входить у реакції іонного обміну.

Якісні реакціїна іон Cr 3+ - відновлення до Cr 2+ або окислення до жовтого CrO 4 2-.

Застосовується як дубитель шкір, протрава під час фарбування тканин, реактив у фотографії. Утворюється при спільній кристалізації сульфатів хрому(III) та калію. Рівняння найважливіших реакцій:

Сульфат марганцю (II) MnSO 4 .Оксосоль. Білий, при прожарюванні плавиться і розкладається. Кристаллогідрат MnSO 4 5Н 2 O – червоно-рожевий, технічна назва марганцевий купорос.Добре розчинний у воді, світло-рожеве (майже безбарвне) забарвлення розчину відповідає аквакомплексу 2+; гідролізується по катіону. Реагує із лугами, гідратом аміаку. Слабкий відновник реагує з типовими (сильними) окислювачами.

Якісні реакціїна іон Mn 2+ – конмутація з іоном MnO 4 та зникнення фіолетового забарвлення останнього, окислення Mn 2+ до MnO 4 та поява фіолетового забарвлення.

Застосовується для отримання Mn, MnO 2 та інших сполук марганцю, як мікродобрива та аналітичний реагент.

Рівняння найважливіших реакцій:

Отримання:

2MnO 2 + 2H 2 SO 4 (конц.) = 2 MnSO 4+ O 2 + 2H 2 O (100 °C)

Сульфат заліза (II) FeSO4.Оксосоль. Білий (гідрат світло-зелений, технічна назва залізний купорос),гігроскопічний. Розкладається під час нагрівання. Добре розчинний у воді, малою мірою гідролізується по катіону. Швидко окислюється в розчині киснем повітря (розчин жовтіє та каламутніє). Реагує з кислотами-окислювачами, лугами, гідратом аміаку. Типовий відновник.

Застосовується як компонент мінеральних фарб, електролітів у гальванотехніці, консервант деревини, фунгіцид, лікарський засіб проти анемії. У лабораторії частіше береться у вигляді подвійної солі Fe(NH 4) 2 (SO 4) 2 6Н 2 O ( сіль Мора),більш стійкою до дії повітря.

Рівняння найважливіших реакцій:

Отримання:

Fe + H 2 SO 4 (розб.) = FeSO 4+ H 2

FeCO 3 + H 2 SO 4 (розб.) = FeSO 4+ CO 2 + H 2 O

7.4. Неметали VA-групи

Азот. Аміак

Азот– елемент 2-го періоду та VA-групи Періодичної системи, порядковий номер 7. Електронна формула атома [ 2 He]2s 2 2p 3 , характерні ступені окислення 0, ‑III, +III та +V, рідше +II, +IV та ін; стан N v вважається щодо стійким.

Шкала ступенів окиснення азоту:

Азот має високу електронегативність (3,07), третій після F і О. Виявляє типові неметалічні (кислотні) властивості. Утворює різні кисневмісні кислоти, солі та бінарні сполуки, а також катіон амонію NH 4 + та його солі.

В природі - сімнадцятийза хімічною поширеністю елемент (дев'ятий серед неметалів). Життєво важливий елемент всім організмів.

Азот N 2 .Проста речовина. Складається з неполярних молекул із дуже стійким σππ‑зв'язком N ≡ N, цим пояснюється хімічна інертність азоту за звичайних умов. Безбарвний газ без смаку та запаху, конденсується у безбарвну рідину (на відміну від O 2 ).

Головна складова повітря: 78,09 % за обсягом, 75,52 % за масою. З рідкого повітря азот википає раніше кисню O2. Малорозчинний у воді (15,4 мл/1 л Н 2 O при 20 °C), розчинність азоту менша, ніж у кисню.

При кімнатній температурі N 2 реагує тільки з літієм (у вологій атмосфері), утворюючи нітрид Li 3 N, нітриди інших елементів синтезують при сильному нагріванні:

N 2 + 3Mg = Mg 3 N 2 (800 °C)

В електричному розряді N 2 реагує з фтором і дуже мало - з киснем:

Оборотна реакція одержання аміаку протікає при 500 °C, під тиском до 350 атм і обов'язково в присутності каталізатора (Fe/F 2 O 3 /FeO, в лабораторії Pt):

Відповідно до принципу Ле-Шательє збільшення виходу аміаку має відбуватися у разі підвищення тиску та зниження температури. Однак швидкість реакції при низьких температурах дуже мала, тому процес ведуть при 450-500 ° C, досягаючи 15% виходу аміаку. Непрореагували N 2 і Н 2 повертають в реактор і тим самим збільшують ступінь протікання реакції.

Азот хімічно пасивний по відношенню до кислот та лугів, не підтримує горіння.

Отриманняв промисловості- фракційна дистиляція рідкого повітря або видалення з повітря кисню хімічним шляхом, наприклад, за реакцією 2С (кокс) + O 2 = 2СО при нагріванні. У цих випадках отримують азот, що містить домішки шляхетних газів (головним чином аргон).

У лабораторіїневеликі кількості хімічно чистого азоту можна отримати за реакцією конмутації при помірному нагріванні:

N-III H 4 N III O 2(т) = N 2 0 + 2H 2 O (60–70 °C)

NH 4 Cl (p) + KNO 2(p) = N 2 0 + KCl + 2H 2 O (100 °C)

Застосовується для синтезу аміаку, азотної кислоти та інших азотовмісних продуктів, як інертне середовище проведення хімічних та металургійних процесів та зберігання вогненебезпечних речовин.

Аміак NH 3 .Бінарна сполука, ступінь окислення азоту дорівнює III. Безбарвний газ із різким характерним запахом. Молекула має будову незавершеного тетраедра [: N(H) 3)] (sр 3-гібридизація). Наявність у азоту в молекулі NH 3 донорної пари електронів на sр 3 гібридної орбіталі обумовлює характерну реакцію приєднання катіону водню, при цьому утворюється катіон амонію NH 4+. Зріджується під надлишковим тиском за кімнатної температури. У рідкому стані асоційовано за рахунок водневих зв'язків. Термічно нестійкий. Добре розчинний у воді (понад 700 л/1 л Н 2 O при 20 ° C); частка у насиченому розчині дорівнює = 34 % за масою та = 99 % за обсягом, рН = 11,8.

Дуже реакційний, схильний до реакцій приєднання. Crорає в кисні, реагує з кислотами. Виявляє відновлювальні (за рахунок N-III) та окислювальні (за рахунок НІ) властивості. Осушується лише оксидом кальцію.

Якісні реакції– утворення білого «диму» при контакті з газоподібним НCl, почорніння папірця, змоченого розчином Hg 2 (NO 3) 2 .

Проміжний продукт при синтезі HNO 3 та солей амонію. Застосовується у виробництві соди, азотних добрив, барвників, вибухових речовин; рідкий аміак – холодоагент. Отруйний.

Рівняння найважливіших реакцій:

Отримання: в лабораторії– витіснення аміаку із солей амонію при нагріванні з натронним вапном (NaOH + СаО):

або кип'ятіння водного розчину аміаку з подальшим осушенням газу.

У промисловостіаміак синтезують із азоту (див.) з воднем. Випускається промисловістю або у зрідженому вигляді, або у вигляді концентрованого водного розчину під технічною назвою аміачна вода.

Гідрат аміаку NH3H2O.Міжмолекулярна сполука. Білий, у кристалічній решітці – молекули NH 3 і Н 2 O, пов'язані слабким водневим зв'язком H 3 N… НОН. Присутня у водному розчині аміаку, слабка основа (продукти дисоціації – катіон NH 4 і аніон ВІН). Катіон амонію має правильно-тетраедричну будову (sp 3-гібридизація). Термічно нестійкий, повністю розкладається під час кип'ятіння розчину. Нейтралізується сильними кислотами. Виявляє відновлювальні властивості (за рахунок N III) у концентрованому розчині. Вступає в реакції іонного обміну та комплексоутворення.

Якісна реакція- Утворення білого «диму» при контакті з газоподібним НCl.

Застосовується для створення слаболужного середовища в розчині при осадженні амфотерних гідроксидів.

У 1М розчині аміаку міститься в основному гідрат NH 3 Н 2 O і лише 0,4% іонів NH 4 + і ОН (за рахунок дисоціації гідрату); таким чином, іонний гідроксид амонію NH 4 OH практично не міститься в розчині, немає такого з'єднання і в твердому гідраті. Рівняння найважливіших реакцій:

NH 3 Н 2 O (конц.) = NH 3 + Н 2 O (кип'ятіння з NaOH)

NH 3 Н 2 O + НCl (розб.) = NH 4 Cl + Н 2 O

3(NH 3 Н 2 O) (конц.) + CrCl 3 = Cr(OH) 3 ↓ + 3NH 4 Cl

8(NH 3 Н 2 O) (конц.) + ЗBr 2(р) = N 2 + 6NH 4 Br + 8Н 2 O (40–50 °C)

2(NH 3 Н 2 O) (конц.) + 2КMnO 4 = N 2 + 2MnO 2 ↓ + 4Н 2 O + 2КОН

4(NH 3 Н 2 O) (конц.) + Ag 2 O = 2OH + 3H 2 O

4(NH 3 Н 2 O) (конц.) + Cu(OH) 2 + (OH) 2 + 4Н 2 O

6(NH 3 Н 2 O) (конц.) + NiCl 2 = Cl 2 + 6Н 2 O

Розведений розчин аміаку (3-10%-ний) часто називають нашатирним спиртом(назва придумана алхіміками), а концентрований розчин (18,5-25%-ний) - аміачною водою(Випускається промисловістю).

Подібна інформація.

Сірка - елемент шостої групи третього періоду періодичної системи Менделєєва. Тому будова атома сірки зображується так:

Будова атома сірки вказує на те, що це неметал, тобто атом сірки здатний і до прийому електронів і віддачі електронів:

Завдання 15.1.Скласти формули сполук сірки, що містять атоми сірки з цими ступенями окиснення.

Проста речовина « сірка» - Твердий тендітний мінерал жовтого кольору, нерозчинний у воді. У природі зустрічається як самородна сірка, і її сполуки: сульфіди, сульфати. Сірка як активний неметал легко реагує з воднем, киснем, майже з усіма металами та неметалами:

Завдання 15.2.Назвіть отримані з'єднання. Визначте, які властивості (окислювача чи відновника) виявляє сірка у цих реакціях.

Як типовий неметал проста речовина сірка може бути і окислювачем, і відновником:

Іноді ці властивості проявляються в одній реакції:

Оскільки атом-окислювач та атом-відновник однакові, їх можна «скласти», тобто на обидва процеси потрібно триатома сірки.

Завдання 15.3.Розставте решту коефіцієнтів у цьому рівнянні.

Сірка може реагувати з кислотами - сильними окислювачами:

Таким чином, як активний неметал, сірка утворює безліч сполук. Розглянемо властивості сірководню, оксидів сірки та їх похідних.

Сірководень

H 2 S - сірководень, сильно отруйний газ із неприємним запахом тухлих яєць. Правильніше сказати, білки яєць при гнитті розкладаються, виділяючи сірководень.

Завдання 15.4. Виходячи зі ступеня окислення атома сірки в сірковододі, передбачте, які властивості виявлятиме цей атом в окислювально-відновних реакціях.

Оскільки сірководень - відновник (атом сірки має нижчуступінь окислення), він легко окислюється. Кисень повітря окислює сірководень навіть за кімнатної температури:

Сірководень горить:

Сірководень трохи розчинний у воді, причому його розчин виявляє властивості дуже слабкоюкислоти (сірководневої H 2 S). Вона утворює солі сульфіди:

Запитання.Як, маючи сульфід, отримати сірководень?

Сірководень у лабораторіях отримують, діючи на сульфіди сильнішими (ніж H 2 S) кислотами, наприклад:

Сірчистий газ та сірчиста кислота

SO 2- сірчистий газ із різким задушливим запахом. Отруйний. Розчиняється у воді, утворюючи сірчисту кислоту:

Ця кислота середньої сили, але дуже нестійка існує тільки в розчинах. Тому при дії на її солі - сульф іты- іншими кислотами можна отримати сірчистий газ:

При кип'ятінні отриманого розчину ця кислота розкладається повністю.

Завдання 15.5.Визначте ступінь окислення сірки у сірчистому газі, сірчистій кислоті, сульфіті натрію.

Оскільки ступінь окислення +4 для сірки є проміжною, всі перелічені сполуки можуть бути і окислювачами та відновниками:

Наприклад:

Завдання 15.6.Розставте коефіцієнти цих схемах методом електронного балансу. Вкажіть, які властивості виявляє атом сірки зі ступенем окиснення +4 у кожній із реакцій.

Відновлювальні властивості сірчистого газу застосовуються практично. Так, при відновленні втрачають колір деякі органічні сполуки, тому оксид сірки IV та сульфіти застосовують при відбілюванні. Сульфіт натрію, розчинений у воді, уповільнює корозію труб, тому що легко поглинає кисень із води, а саме кисень є «винуватцем» корозії:

Окислюючись у присутності каталізатора, сірчистий газ перетворюється на сірчаний ангідрид SO 3:

Сірчаний ангідрид та сірчана кислота

Сірчаний ангідрид SO 3- безбарвна рідина, що бурхливо реагує з водою:

Сірчана кислота H 2 SO 4- сильна кислота, яка в концентрованомуВін активно поглинає вологу з повітря (ця властивість застосовується при осушенні різних газів) і з деяких складних речовин: