Презентация на тему "Сероводород" по химии в формате powerpoint. В презентации рассказывается о бесцветном газе сероводороде, его свойствах, получении, применении и токсичности. Автор презентации: Зорин Сергей, Шакенов Серик, Югай Дмитрий, Огай Артём, ученики 9 класса.

Фрагменты из презентации

Сероводоро́д , сернистый водород (H2S) - бесцветный газ с резким запахом.

Химическая формула - H2S
Отн. молек. масса - 34.082 а. е. м.
Молярная масса - 34.082 г/моль
Температура плавления - -82.30 °C
Температура кипения - -60.28 °C
Плотность вещества - 1.363 г/л г/см3
Растворимость - 0.25 (40 °C) г/100 мл
pKa - 6.89, 19±2
Состояние (ст.усл) - бесцветный газ
номер CAS - 7782-79-8

Нахождение в природе

Встречается в природе в составе нефти, природного газа, вулканического газа и в горячих источниках.

Свойства

Термически неустойчив (при температурах больше 400 °C разлагается на простые вещества - S и H2), ядовитый газ тяжелее воздуха с неприятным запахом тухлых яиц. Молекула сероводорода имеет угловую форму, поэтому она полярна (μ = 0,34·10-29 Кл·м). В отличие от молекул воды, молекулы сероводорода не образуют прочных водородных связей, поэтому H2S - газ. Насыщенный водный раствор H2S является сероводородной кислотой.

Получение

В лаборатории обычно получают действием разбавленных кислот на сульфиды: FeS + 2HCl = FeCl2 + H2S
Или при добавлении к сульфиду алюминия воды: Al2S3 + H2O = 2Al(OH)3 + H2S (реакция отличается чистотой полученного сероводорода)

Применение

Сероводород из-за своей токсичности находит ограниченное применение.
В аналитической химии сероводород и сероводородная вода используются как реагент для осаждения тяжёлых металлов, сульфиды которых очень слабо растворимы
В медицине - в составе сероводородных ванн
Сероводород применяют для получения серной кислоты, элементной серы, сульфидов
Используют в органическом синтезе для получения тиофена и меркаптанов
В последние годы рассматривается возможность использования сероводорода, накопленного в глубинах Чёрного моря, в качестве энергетического и химического сырья.

Токсикология

Очень токсичен. При высокой концентрации однократное вдыхание может вызвать мгновенную смерть. При небольших концентрациях довольно быстро возникает адаптация к неприятному запаху «тухлых яиц», и он перестаёт ощущаться. Во рту возникает сладковатый металлический привкус
При большой концентрации не имеет запаха.

Чтобы пользоваться предварительным просмотром презентаций создайте себе аккаунт (учетную запись) Google и войдите в него: https://accounts.google.com

Подписи к слайдам:

"Тогда услышал я (о, диво!), запах скверный, Как будто тухлое разбилося яйцо, Или карантинный страж курил жаровней серной. Я, нос себе зажав, отворотил лицо..." Пушкин А.С.

FeS + H 2 SO 4 => FeSO 4 + H 2 S 2H + + S 2- ↔ H 2 S Какое вещество образуется в результате реакции?

Трясся Крым двадцать восьмого года И вставало море на дыбы, Испуская, к ужасу народа, Огненные серные столбы. Все прошло. Опять гуляет пена, Но с тех пор все выше, все плотней Сумрачная серная гиена Подступает к днищам кораблей. Ю.Кузнецов «Тайны Черного моря»

Откуда сероводород в Черном море? Сероводород постоянно образуется на дне Черного моря при взаимодействии растворенных в морской воде сульфатов с органическими веществами: CaSO 4 + CH 4 => CaS + CO 2 + 2H 2 O CaS + H 2 O + CO 2 => CaCO 3 + H 2 S В этих реакциях участвуют сульфатвосстанавливающие бактерии. До верхних слоев воды сероводород не доходит, так как на глубине около 150 м он встречается с проникающим сверху кислородом. На этой же глубине обитают серобактерии, помогающие окислить сероводород до серы: 2H 2 S + O 2 => 2H 2 O + 2S В последние годы в связи с катастрофическим загрязнением Черного моря верхняя граница пребывания сероводорода постепенно поднимается, убивая на своем пути все живое. Смертельная граница уже достигла глубина 40 м.

Сероводород Химическая формула вещества Тип химической связи Агрегатное состояние при н.у. Цвет Плотность по воздуху Запах Нахождение в природе Растворимость в воде (уравнение диссоциации) Получение в лаборатории (уравнение реакции Окислительно-восстановительные свойства Качетвенная реакция на сульфид ион

молекулярная формула Н 2 S степень окисления серы (-2). Ковалентная полярная связь Молекула сероводорода имеет угловую форму, поэтому она полярна. В отличие от молекул воды, атомы водорода в молекуле не образуют прочных водородных связей, поэтому сероводород является газом.

Нахождение в природе

Нахождение в природе в свободном состоянии встречается в составе вулканических газов, во многих источниках вулканических местностей, входит в состав вулканического пепла в растворенном и отчасти в свободном состоянии сероводород содержится в Черном море, начиная с глубины 200 и более метров. в небольших количествах он образуется всюду, где происходит разложение или гниение органических веществ: она присутствует в минеральных грязях, образующихся на дне неглубоких соляных озер; в виде смешанных веществ нефти и газа. для некоторых микроорганизмов (серобактерии) сероводород не яд, а питательное вещество. Усваивая сероводород они выделяют свободную серу. Такие залежи образуются на дне озер северного побережья Африки, в Киренаике близ г. Бенгази.

Определение плотности по воздуху

Определение плотности по воздуху Д воздух -? М(Воздух)= 29 г/моль М(H 2 S)= 34 г/моль Д воздух = 34:29=1,17 Д воздух =1,17 Вывод: Сероводород немного тяжелее воздуха

Сероводород можно получить 1. В лаборатории сероводород получают взаимодействием сульфида железа с соляной или разбавленной серной кислотами: FeS + H 2 SO 4 => FeSO 4 + H 2 S 2. Синтезом из серы и водорода: H 2 + S => H 2 S 3. Взаимодействием сульфида алюминия с водой (эта реакция отличается чистотой полученного сероводорода) : Al 2 S 3 +6H 2 O => 3 H 2 S +2Al(OH) 3

Удобный способ. Однажды на лекции демонстрировался опыт: плавление серы в пробирке. Вдруг все почувствовали отвратительный запах. Лекция была сорвана. Все оказалось просто: в пробирку с серой попали кусочки парафина с пробковой крышки склянки, в которой хранился порошок серы. Смесь парафина и серы при нагревании выделяет сероводород: C 20 H 42 + 21S => 21H 2 S + 20C Чем сильнее нагревается смесь, тем активнее выделяется газ. Если нагревание прекратить, то реакция останавливается, и сероводород не выделяется. Поэтому реакция очень удобна для получения сероводорода в учебных лабораториях.

Физические свойства серы Сероводоро́д (серни́стый водоро́д, сульфи́д водоро́да) - бесцветный газ с запахом тухлых яиц и сладковатым вкусом. Плохо растворим в воде, хорошо - в этаноле. Ядовит. Термически неустойчив (при температурах больше 400 °C разлагается на простые вещества - S и H 2). Сероводород малорастворим в воде. При t = 20 º в одном объеме воды растворяется 2,4 объема сероводорода, этот раствор называют сероводородной водой или слабой сероводородной кислотой. Раствор сероводорода в воде - очень слабая сероводородная кислота.

Диссоциация сероводородной кислоты: H 2 S → H + + HS - HS - ↔ H + + S 2- Диссоциация по второй ступени практически не протекает, так как это слабая кислота. Она дает 2 типа солей: HS - (I) S 2- гидросульфиды сульфиды

Общие свойства кислот Взаимодействуют: -с основаниями -основными и амфотерными оксидами металлами солями

Сероводородная кислота вступает со щелочами в реакцию нейтрализации: H 2 S + NaOH → NaHS + H 2 O избыток H 2 S + 2NaOH → Na 2 S + 2H 2 O избыток NaHS – гидросульфид натрия Na 2 S - сульфид натрия

Качественная реакция на сульфид-ион Pb (NO 3) 2 + Na 2 S → PbS ↓ + 2 NaNO 3 осадок черного цвета (Na 2 S + CuCl 2 → CuS ↓ + 2 HCl) осадок черного цвета

Сероводород обладает свойствами восстановителя Сероводород горит на воздухе голубым пламенем при этом образуется сернистый газ или оксид серы(IV) 2 H 2 S -2 + 3 O 2 → 2 H 2 O + 2 S +4 O 2 S -2 -6е→ S +4 Восстановитель O 2 +4е → 2 O -2 Окислитель При недостатке кислорода образуются пары воды и серы: 2 H 2 S -2 + O 2 → 2 H 2 O + 2 S 0 S -2 - 2 е→ S 0 Восстановитель O 2 +4е → 2 O -2 Окислитель Сероводород обладает свойствами восстановителя: если в пробирку с сероводородом прилить небольшое количество йодной воды, то раствор обесцветится и на поверхности раствора появится сера H 2 S -2 + I 0 2 → S 0 + 2 HI -1 S -2 - 2 е→ S 0 Восстановитель I 0 2 +2 е → 2 I -1 окислитель

Влияние сероводорода на окружающую среду и здоровье человека Очень токсичен. Вдыхание воздуха с содержанием сероводорода вызывает головокружение, головную боль, тошноту, а со значительной концентрацией приводит к коме, судорогам, отёку лёгких и даже к летальному исходу. При высокой концентрации однократное вдыхание может вызвать мгновенную смерть. При небольших концентрациях довольно быстро возникает адаптация к неприятному запаху «тухлых яиц», и он перестаёт ощущаться. Во рту возникает сладковатый металлический привкус

Применение. Сероводород из-за своей токсичности находит ограниченное применение. В аналитической химии сероводород и сероводородная вода используются как реагенты для осаждения тяжёлых металлов, сульфиды которых очень слабо растворимы. В медицине - в составе природных и искусственных сероводородных ванн, а также в составе некоторых минеральных вод. Сероводород применяют для получения серной кислоты, элементной серы, сульфидов. В последние годы рассматривается возможность использования сероводорода, накопленного в глубинах Чёрного моря, в качестве энергетического (сероводородная энергетика) и химического сырья

Сероводород продлевает молодость

Домашнее задание: § 31 Спасибо за урок.

Сероводород

С Е Р О В О Д О Р ОД

Подготовили: ученики 9 класса А Гимназии №1 Зорин Сергей Шакенов Серик Югай Дмитрий Огай Артём

Сероводороод, сернистый водород (H2S) - бесцветный газ с резким запахом.


Химическая формула
Отн. молек. масса		34.082 а. е. м.
Молярная масса		34.082 г/моль
Температура плавления -82.30 °C
Температура кипения
Плотность вещества		1.363 г/л г/см3
Растворимость0.25 (40 °C) г/100 мл

Состояние (ст.усл)		бесцветный газ

Нахождение в природе

Встречается в природе в составе нефти, природного газа, вулканического газа и в горячих источниках.

Свойства

Термически неустойчив (при температурах больше 400 °C разлагается на простые вещества - S и H2), ядовитый газ тяжелее воздуха с неприятным запахом тухлых яиц.

Молекула сероводорода имеет угловую форму, поэтому она полярна (μ = 0,34·10-29 Кл·м). В отличие от молекул воды, молекулы сероводорода не образуют прочных водородных связей, поэтому H2S - газ. Насыщенный водный раствор H2S является сероводородной кислотой.

Получение

В лаборатории обычно получают действием разбавленных кислот на сульфиды:

FeS + 2HCl = FeCl2 + H2S

Или при добавлении к сульфиду алюминия воды: Al2S3 + H2O = 2Al(OH)3 + H2S

(реакция отличается чистотой полученного сероводорода)

Применение

Сероводород из-за своей токсичности находит ограниченное применение.

В аналитической химии сероводород и сероводородная вода используются как реагент для осаждения тяжёлых металлов, сульфиды которых очень слабо растворимы

В медицине - в составе сероводородных ванн

Сероводород применяют для получения серной кислоты, элементной серы, сульфидов

Используют в органическом синтезе для получения тиофена и меркаптанов

В последние годы рассматривается возможность использования сероводорода, накопленного в глубинах Чёрного моря, в качестве энергетического и химического сырья.

Токсикология

Очень токсичен. При высокой концентрации однократное вдыхание может вызвать мгновенную смерть. При небольших концентрациях довольно быстро возникает адаптация к неприятному запаху «тухлых яиц», и он перестаёт ощущаться. Во рту возникает сладковатый металлический привкус

При большой концентрации не имеет запаха.

Класс: 9

Презентация к уроку

Назад Вперёд

Внимание! Предварительный просмотр слайдов используется исключительно в ознакомительных целях и может не давать представления о всех возможностях презентации. Если вас заинтересовала данная работа, пожалуйста, загрузите полную версию.

"Тогда услышал я (о, диво!), запах скверный,
Как будто тухлое разбилося яйцо,
Или карантинный страж курил жаровней серной.
Я, нос себе зажав, отворотил лицо..."

Пушкин А.С.

Цели урока:

Образовательные:

– Закрепить знания учащихся по пройденной теме: аллотропия серы, физические и химические свойства, применение серы, нахождение в природе.
– Рассмотреть свойства соединения серы-сероводорода и её солей. – Рассмотреть влияние сероводорода на окружающую среду и здоровье человека.

Развивающие:

– уметь составлять уравнения реакций в молекулярном виде и с точки зрения окислительно-восстановительных процессов

Воспитательные:

– Нравственное и эстетическое воспитание учащихся к окружающей среде.

Оборудование:

Учебник “Химия 9 класс” Г.Е. Рудзитис, Ф.Г. Фельдман.
Аппарат Кипа для получения сероводорода.
Мультимедийный проектор.
На столах учащихся реактивы для распознавания сульфид-ионов.
(Лабораторный опыт №5 стр. 43).
Презентация к уроку.

Ход урока

1. Организационный момент. Проверка домашнего задания.

Упражнение 5 (4 ученика готовятся у доски).

Фронтальная беседа:

– Опишите физические свойства серы.

– Поясните сущность аллотропии. Каковы причины аллотропии у серы? Каковы причины аллотропии у кислорода?

– В природе сера встречается где? Перечислите, какие природные соединения серы вы знаете?

Вопрос учащимся у доски:

– Какие степени окисления имеет сера в каждом из этих соединений?

– Как взаимодействует сера с металлами?

– Как взаимодействует сера с неметаллами?

– В каких случаях сера выступает как окислитель, а в каких– как восстановитель?

Задание всему классу: Напишите взаимодействие серы и водорода, укажите окислитель и восстановитель.

2. Изучение нового материала.

Заполнение таблицы:

Свойства	Сероводород
Химическая формула вещества
Тип химической связи
Агрегатное состояние при н.у.
Цвет
Плотность по воздуху
Запах
Растворимость в воде (уравнение диссоциации)
Физиологическое действие
Нахождение в природе
Получение в лаборатории (уравнение реакции)
Окислительно-восстановительные свойства
Кислотно-основные свойства
Качественная реакция на сульфид -ионы
Применение
Загрязнение окружающей среды

– Как называется полученное вещество?

– Что вы знаете об этом веществе?

– Какая связь образуется?

Слайд. Молекулярная формула. Тип химической связи

Слайд. Нахождение в природе.

– Сероводород легче или тяжелее воздуха? (Вычисление молекулярной массы).

Слайд. Определение плотности по воздуху

Демонстрация получения сероводорода.

Учитель вместе с учениками проговаривает физические свойства сероводорода:

Задание: напишите уравнение реакции получения сероводорода.

Слайд. Реакция получения сероводорода

Слайд. Физические свойства.

Учитель: H 2 S является сильным восстановителем. Например, при долгом стоянии на воздухе сероводородная вода мутнеет, это объясняется взаимодействием H 2 S с кислородом воздуха, при этом выделяется элементарная сера.

(Демонстрация заранее приготовленной сероводородной воды.)

H 2 S горит на воздухе голубым пламенем, при этом образуется сернистый газ, или оксид серы (IV).

Закрепление.

Выполнение упр.1 на странице 34

Слайд. Водный раствор сероводорода проявляет свойства слабой кислоты.

Составьте уравнение её диссоциации.

Слайд. Уравнение диссоциации.

Учитель: Сероводородная кислота проявляет все общие свойства кислот.

Вопрос: Какие свойства кислот мы знаем?

Слайд. Свойства кислот

Дома составить уравнения всех перечисленных реакций. В молекулярном и ионном виде

Сероводородная кислота вступает со щелочами в реакцию нейтрализации, образует 2 ряда солей: гидросульфиды и сульфиды.

Учащиеся выполняют лабораторный опыт и записывают уравнение реакции. (если не успевают, то дописывают ионную реакцию дома. (Работа с таблицей растворимости)..

Вывод: В воде хорошо растворимы только сульфиды щелочных металлов, аммония. Сульфиды остальных металлов практически не растворимы в воде, они выпадают в осадок при введении в растворы солей металлов раствора сульфида аммония (NH 4) 2 S. Многие сульфиды окрашены: CdS – ярко-желтый; CuS PbS – черные; SnS – оранжевый; HgS – красный.

Поэтому, реакции образования нерастворимых сульфидов можно использовать для обнаружения определенных ионов (т.е. они являются качественными).

Слайд. Влияние сероводорода на окружающую среду и здоровье человека.

Слайд. Применение.

Дом задание:

§11 стр34 №2 и составить уравнения реакций в молекулярном и ионном виде, про которых говорили на уроке. (Закончить заполнение таблицы).

Соединения серы

Тема: «Подгруппа кислорода», химия, 9 класс

УЧИТЕЛЬ ХИМИИ И БИОЛОГИИИ

МКОУ БУТУРЛИНОВСКАЯ СОШ №4

ЧЁРНАЯ Т.М.,

2014 ГОД

Н 2 S

Встречается в природе в составе нефти, природного газа, вулканического газа и в горячих источниках. . Кроме того, он образуется при разложении белков погибших животных и растений, а также при гниении пищевых отбросов.

Молекула сероводорода имеет угловую форму, поэтому она полярна. В отличие от молекул воды, молекулы сероводорода не образуют прочных водородных связей, поэтому H2S - газ.

ФИЗИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА

ядовитый газ тяжелее воздуха с неприятным запахом тухлых яиц, растворимый в воде. Насыщенный водный раствор H 2 S является сероводородной кислотой.

ПОЛУЧЕНИЕ

В лаборатории обычно получают действием разбавленных кислот на сульфиды:

FeS + 2HCl = FeCl 2 + H 2 S

Или при добавлении к сульфиду алюминия воды:

Al 2 S 3 + H2O = 2Al(OH) 3 + H 2 S

водород + сера H 2 + S = H 2 S
конц. серная кислота + активный металл

8 Na + 5 H 2 SO 4 ----- 4 Na 2 SO 4 + H 2 S + 4 H 2 O

ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВ А

Сероводород - сильный восстановитель .
сгорание

2 H 2 S + 3 O 2 =2 SO 2 + 2 H 2 O

взаимодействие с некоторыми солями тяжелых металлов

H 2 S + CuCl 2 = CuS + 2 HCl

взаимодействие с некоторыми неорганическими веществами по реакциям окисления-восстановления

2 H 2 S + SO 2 = 3 S + 2 H 2 О

ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВ А

В воде сероводород мало растворим, водный раствор H2S является очень слабой кислотой:
H 2 S → HS − + H+
С основаниями реагирует:

H 2 S + 2NaOH = Na 2 S + 2H 2 O

(обычная соль, при избытке NaOH)

H 2 S + NaOH = NaHS + H 2 O

(кислая соль, при отношении 1:1)

- слабая кислота

соли

гидросульдиды

Качественная реакция

Чёрного цвета

Сероводород из-за своей токсичности находит ограниченное применение.
В аналитической химии сероводород и сероводородная вода используются как реагент для осаждения тяжёлых металлов, сульфиды которых очень слабо растворимы
В медицине - в составе сероводородных ванн
Сероводород применяют для получения серной кислоты, элементной серы, сульфидов
Используют в органическом синтезе для получения тиофена и меркаптанов
В последние годы рассматривается возможность использования сероводорода, накопленного в глубинах Чёрного моря, в качестве энергетического и химического сырья.

SO 2

СЕРНИСТЫЙ ГАЗ

Нахождение в природе

Оксид серы ( lV ) – сернистый газ, являющийся одним из главных загрязнителей атмосферного воздуха, кислотный оксид, очень хорошо растворимый в воде, образует слабую сернистую кислоту

ПОЛУЧЕНИЕ

В промышленности: обжиг сульфидов:

4FeS 2 + 11O 2 → 2Fe 2 O 3 + 8SO 2

ZnS + O 2 = ZnO + SO 2

ФИЗИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА

бесцветный газ с характерным резким удушливым запахом (запах загорающейся спички); хорошо растворяется в воде с образованием нестойкой сернистой кислоты; под давлением сжижается при комнатной температуре; ядовит; обесцвечивает многие красители, убивает микроорганизмы.

Химические свойства оксида серы (IV)

Относится к кислотным оксидам . Растворяется в воде с образованием сернистой кислоты (при обычных условиях реакция обратима):

SO 2 + H 2 O ↔ H 2 SO 3 .

Со щелочами образует сульфиты:

SO 2 + 2NaOH → Na 2 SO 3 + H 2 O.

Химическая активность SO 2 весьма велика. Наиболее ярко выражены восстановительные свойства SO 2 , степень окисления серы в таких реакциях повышается:

SO 2 + Br 2 + 2H 2 O → H 2 SO 4 + 2HBr,

2SO 2 + O 2 → 2SO 3 (требуется катализатор V 2 O 5 и температура 450°С),

Химические свойства оксида серы (IV)

Данная реакция является качественной реакцией на сульфит-ион SO 3 2- и на SO 2 (обесцвечивание фиолетового раствора).

5SO 2 + 2KMnO 4 + 2H 2 O → 2H 2 SO 4 + 2MnSO 4 + K 2 SO 4 .

В присутствии сильных восстановителей SO 2 способен проявлять окислительные свойства . Например, для извлечения серы их отходящих газов металлургической промышленности используют восстановление SO 2 оксидом углерода(II) :

SO 2 + 2CO → 2CO 2 + S↓.

Или для получения фосфорноватистой кислоты:

PH 3 + SO 2 → H(PH 2 O 2 ) + S↓

Проявляет как свойства окислителя, так и восстановителя:

Оксид серы ( IV)

В пищевой промышленности используется как консервант (Е220) . Используются при производстве многих продуктов и полуфабрикатов, а также для дезинфекции тары. Негативно влияет на функции почек. Раздражитель дыхательных путей, может вызвать приступ астмы;

Сернистая кислота H 2 SO 3

Неустойчивая двухосновная кислота средней силы , существует лишь в разбавленных водных растворах ( в свободном состоянии не выделена ):

SO 2 + H 2 O ⇆ H 2 SO 3 ⇆ H+ + HSO 3 - ⇆ 2H+ + SO 3 2-.

Соли ее – сульфиты, растворимые из них только соли щелочных металлов.

Сульфиты - это средние соли (CaSO 3 ) ,

но есть и кислые – гидросульфиты (NaHSO 3 ) .

Сульфиты и гидросульфиты реагируют

с сильными кислотами с образованием

сернистого газа

K 2 SO 3 + 2HNO 3 ---2KNO 3 + SO 2 + H 2 O

Применение с ернистой кислоты H 2 SO 3

Сернистая кислота и её соли применяют как восстановители, для беления шерсти , шелка и других материалов, которые не выдерживают отбеливания с помощью сильных окислителей ( хлора ).
Сернистую кислоту применяют при консервировании плодов и овощей.
Гидросульфит кальция Са(HSO3)2 (сульфитный щелок) используют для переработки древесины в так называемую сульфитную целлюлозу (раствор гидросульфита кальция растворяет лигнин - вещество, связывающее волокна целлюлозы, в результате чего волокна отделяются друг от друга; обработанную таким образом древесину используют для получения бумаги ).

Оксид серы (VI)

SO 3 - высший оксид серы,

тип химической связи: ковалентная полярная

Оксид серы (VI) Физические свойств а

В обычных условиях легколетучая бесцветная жидкость с удушающим запахом. При температурах ниже 16,9 °C застывает с образованием смеси различных кристаллических модификаций твёрдого SO 3 .

ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА

Проявляет только свойства окислителя:

3SO 3 + H 2 S → 4SO 2 + H 2 O

Растворяется в 100%-й серной кислоте, образуя олеум:

H 2 SO 4 (100 %) + SO 3 → H 2 S 2 O

Проявляют свойства типичного кислотного оксида:

ОКИСЛИТЕЛЬНО- ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫЕ СВОЙСТВА SO 3

характеризуется сильными окислительными свойствами, восстанавливается, обычно, до сернистого ангидрида:

5SO 3 + 2 P → P 2 O 5 + 5 SO 2

3SO 3 + H 2 S → 4 SO 2 + H 2 O

2SO 3 + 2 KI → SO 2 + I 2 + K 2 SO 4 .

При взаимодействии с хлороводородом образуется хлорсульфоновая кислота:

SO 3 + HCl → HSO 3 Cl

Также присоединяет хлор, образуя тионилхлорид:

SO 3 + Cl 2 + 2SCl 2 → 3 SOCl 2

в качестве растворителя в лабораториях;

в текстильной промышленности (отбеливание);

в качестве обесцвечивающего вещества в сахарном производстве, пищевой промышленности,

Серная кислота Н 2 SO 4

НАХОЖДЕНИЕ В ПРИРОДЕ

Вулкан Малый Семячик
Вулканический хребет длиной около 3 км., на гребне которого имеются три кратера. В южном (кратер Троицкого) на глубине 170м. находится необычное кислое озеро. Температура этого непрозрачного озера колеблется от +27 0 С до +42 0 С, а уровень минерализации соответствует раствору серной и соляной кислот средней концентрации. Поражают размеры озера: ширина около полукилометра, а глубина - до 140м. Существуют предположения, что кислотное озеро возникло сравнительно недавно в результате извержения вулкана, произошедшего незаметно для людей.

Физические свойства серной кислоты .

Безводная серная кислота - это бесцветная маслянистая жидкость без запаха,
смешивается с водой в любых отношениях,
t пл. =10,3 0 С, t кип = 296 0 С,

=1, 84 г / см 3 .

Обладает сильным водоотнимающим действием .

Техника безопасности при работе с серной кислотой

Серная кислота очень едкое вещество – при попадании на кожу вызывает сильнейшие ожоги.

ПРИ СМЕШИВАНИИ СЕРНОЙ КИСЛОТЫ С ВОДОЙ ВЫДЕЛЯЕТСЯ БОЛЬШОЕ КОЛИЧЕСТВО ТЕПЛОТЫ.
ПРИ РАСТВОРЕНИИ СЕРНОЙ КИСЛОТЫ НУЖНО ВЛИТЬ ЕЕ ТОНКОЙ СТРУЁЙ В ВОДУ И ПЕРЕМЕШИВАТЬ.

ЕСЛИ ВОДУ ВЛИТЬ В СЕРНУЮ КИСЛОТУ, ТО ВОДА, НЕ УСПЕВ СМЕШАТЬСЯ С КИСЛОТОЙ, МОЖЕТ ЗАКИПЕТЬ И ВЫБРОСИТЬ БРЫЗГИ НА ЛИЦО И РУКИ.

ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА

Раствор серной кислоты взаимодействует с металлами, стоящими в ряду активности до водорода.

Ag + H 2 SO 4 = т.к. серебро стоит в ряду активности после водорода

2Al + 3H 2 SO 4 = Al 2 (SO 4 ) 3 +3H 2

2Al 0 + 6H + = 2Al 3+ +3H 2 0

Н 2 SO 4 + Ме (до Н 2 ) сульфат + водород

(разбавл.)

+ металл (до Н 2 )

сульфат + сероводород

(или сера) + вода

Н 2 SO 4

(концентр .)

+ металл (после Н 2 )

сульфат + сернистый газ

+ вода

Раствор серной кислоты взаимодействует с основными и амфотерными оксидами.

М nO + H 2 SO 4 = MnSO 4 + H 2 O

М nO + 2H + = Mn 2+ + H 2 O

Mn 2 O 7 + H 2 SO 4 = т.к. Mn 2 O 7 -кислотный оксид

с основаниями и амфотерными гидроксидами .

2К O Н + H 2 SO 4 = К 2 SO 4 + 2 H 2 O

сульфат калия

ОН - + H + = H 2 O

К O Н + H 2 SO 4 = КН SO 4 + Н 2 O

гидросульфат калия

O Н - + 2 H + + SO 4 2- = Н SO 4 - + H 2 O

Серная кислота взаимодействует с солями, если образуется газ или осадок.

FeS + H 2 SO 4 =FeSO 4 +H 2 S

FeS + 2H + =Fe 2+ +H 2 S

Mg(NO 3 ) 2 + H 2 SO 4 =
Ba(NO 3 ) 2 + H 2 SO 4 = BaSO 4 + 2HNO 3

Ba 2+ + SO 4 2- = BaSO 4

K 2 CO 3 + H 2 SO 4 = K 2 SO 4 + CO 2 + H 2 O

CO 3 2- + 2H + = CO 2 + H 2 O

Взаимодействие концентрированной серной кислоты с металлами.

Me + H 2 SO 4 конц. = Me 2 (SO 4 ) n + H 2 O + ?

H 2 S

SO 2

Ме - активный

Ме - малоактивный

Ме – средней активности

Li … Mn

активные

Zn … Pb H

Cu Ag …

средней активности

малоактивные

Концентрированная серная кислота пассивирует железо, никель, хром, алюминий.

Соли серной кислоты

Серная кислота как двухосновная кислота образует два ряда солей - кислые - гидросульфаты и средние - сульфаты. В безводном состоянии выделены только гидросульфаты щелочных металлов. Средние сульфаты (безводные) - как правило, бесцветные кристаллические вещества, склонные к образованию кристаллогидратов (часто окрашеных), например:

Na2SO4*10H2O - глауберова соль (мирабилит) - бесцветная

MgSO4*7H2O - горькая (английская) соль - бесцветная

CuSO4*5H2O - медный купорос - голубой

FeSO4*7H2O - железный купорос - голубовато-зеленый

CaSO4*2H2O - гипс - белый

СВОЙСТВА СУЛЬФАТОВ

Сульфаты при нагревании разлагаются (кроме сульфатов щелочных металлов, которые термически устойчивы), например CaSO4 - при 1400oС:

2CaSO4 = 2CaO + 2SO2 + O2

Сульфаты переходных металлов разлагаются при более низких температурах, например Fe2(SO4)3 - при 700-800oС:

Fe2(SO4)3 = Fe2O3 + 3SO3

Производство серной кислоты

Производство H 2 SO 4 в мире неуклонно растет. Так, в период с 2000 по 2005 год оно возросло со 160 до 189 млн тонн.
В России объем производства серной кислоты c 2000 по 2005 год возрос в среднем на 1 млн тонн и составил 9,3 млн тонн.

Производство серной кислоты

Сырьём для получения серной кислоты служат сера , сульфиды металлов , сероводород , отходящие газы теплоэлектростанций, сульфаты железа, кальция и др.

Основные этапы получения серной кислоты:

Обжиг сырья с получением SO 2
Окисление SO 2 в SO 3
Абсорбция SO 3

В промышленности применяют два метода окисления SO 2 в производстве серной кислоты: контактный - с использованием твердых катализаторов (контактов), и нитрозный - с оксидами азота.

Серная кислота используется для получения фосфорных и азотных удобрений: простого суперфосфата, двойного суперфосфата, преципитата и сернокислого аммония .

при производстве 1 т . суперфосфата из фторапатита, не содержащего гигроскопической воды, расходуется 600 кг. 65-процентной серной кислоты

Применение серной кислоты в металлургии

« Травление» – обнаружение трещин на поверхности металлов.
В гальванических цехах серную кислоту используют для обезжиривания поверхности металла перед нанесением покрытия.
Переработка руд редких металлов