Агрегатное состояние при н у сероводорода. Сероводород сульфиды сероводород сероводород в природе. на воздухе голубым пламенем, при этом образуется

Урок «Сероводород. Сульфиды»

(9 класс)

Цели урока:

Образовательные:

– Рассмотреть состав, строение и свойства сероводорода.

- Научиться писать уравнения реакций, характеризующие свойства сероводорода и качественные реакции на сульфиды.

– Рассмотреть влияние сероводорода на окружающую среду и здоровье человека.

Развивающие:

Уметь применять полученные знания для объяснения разнообразных химических явлений и свойств веществ.

Уметь применять дополнительный материал из информационных источников, компьютерных технологий

Использовать приобретенные знания и умения в практической деятельности и повседневной жизни: а) экологически грамотного поведения в окружающей среде; б) оценки влияния химического загрязнения окружающей среды на организм человека.

Воспитательные:

– Бережное отношение учащихся к окружающей среде и своему здоровью.

- Воспитание умения работать в парах при самоанализе контрольных срезов, тестов .

Задачи урока:

Содействовать развитию химической грамотности учащихся.

Межпредметные связи: Связь химии с другими науками: биологией, географией, математикой, медициной и литературой.

Тип урока: изучение новой темы.

Элементы педагогических технологий: дифференцированного обучения, проблемного обучения, ИКТ, игровых технологий.

Методы:

репродуктивный, частично-поисковый.

словесные (рассказ, беседа), самостоятельная работа учащихся.

Оборудование и средства:

мультимедийный экран

персональный компьютер

реактивы для проведения качественной реакции на сульфид-анион

учебник

Ход урока

I Организационный момент (2 мин.)

Прием рапорта от дежурного;

Приветствие

Здравствуйте, ребята! Сегодня у нас на уроке присутствуют гости. Не волнуйтесь, работайте как обычно.

II Повторение ранее изученного материала. Проверка домашнего задания

(10 мин.)

?

Давайте вспомним, что мы изучали на прошлом уроке.

Мы узнали, что сера – простое вещество, изучили ее физические и химические свойства, аллотропные видоизменения, нахождение серы в природе.

Дома необходимо было рассмотреть предложенные реакции в свете представлений об окислительно-восстановительных процессах.

Все ли справились с письменным заданием?

Проведение дифференцированной письменной работы (5-7 мин.)

Помощники раздают задания по вариантам.

Учащиеся отвечают на вопросы дифференцированной письменной работы.

Взаимопроверка выполнения работы с одновременным представлением ответов на слайде.

Кто работал с уровнем В и С – поднимите руки.

Слайд №1

III Изучение нового материала (30 мин.)

Загадка

Я всюду есть – но понемножку,

Черню серебряную ложку.

Когда испорчено яйцо,

Я тоже сразу налицо

Я отбиваю аппетит

И очень сильно ядовит.

А еще помните строки у А.С. Пушкина, написанные в 1832 году в стихотворении «И далее мы пошли – и страх обнял меня»:

«… Тогда услышал я (о, диво!) запах скверный,

Как будто тухлое разбилося яйцо…»

?

А как вы догадались, что это сероводород?

А что пока неизвестно вам из свойств сероводорода?

Итак, тема урока сегодня – сероводород (открываю доску) .

Записываем в тетради тему « Сероводород. Сульфиды ».

Слайд №2

Задачи урока: Слайд №3

Изучить состав, строение и свойства, способы получения сероводорода и сульфидов;

Проследить причинно-следственную связь между строением, свойствами и применением веществ;

Рассмотреть влияние сероводорода на окружающую среду и здоровье человека;

Закрепить умения составлять УХР и рассматривать их с точки зрения окислительно-восстановительных процессов;

Содействовать развитию грамотности учащихся.

План рассмотрения данной темы на доске.

По мере изучения темы мы будем вести конспект.

1. Нахождение в природе

Слайд №4

Сероводород достаточно часто встречается в природе. А где именно, нам расскажет (выступление учащегося)

Сероводород встречается всюду, где происходит разложение и гниение растительных и, особенно, животных останков, под действием микроорганизмов.

Некоторые фотосинтезирующие бактерии, например зеленые серные бактерии, для которых сероводород – питательное вещество, выделяют элементарную серу – продукт окисления сероводорода.

В нашей стране сероводород встречается на Кавказе в серных минеральных источниках. Вблизи Минеральных Вод есть единственный в России и в мире уникальный по химическому составу сероводородный источник, вернувший здоровье многим людям. (Известны курорты г. Пятигорск, Ессентуки, Мацестинские источники.

Источники используют для лечения заболеваний опорно-двигательного аппарата, сердечно-сосудистой системы, кожных заболеваний. Сероводород раздражает нервные окончания кожи, расширяя мелкие кровеносные сосуды, улучшая кровообращение в тканях, т.е. производит их питание. Также он нормализует артериальное давление, нервную систему, улучшает работу сердца.

Сероводород встречается в составе вулканических газов.

В растворенном состоянии поддерживается в водах Черного моря.

2. Получение сероводорода (см. в учебнике)

Слайд №5

Сероводород получают:

В лабораторных условиях при взаимодействии сульфида железа (II ) с соляной кислотой H 2 SO 4

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

Пропуская водород над расплавленной серой

H 2 + S = H 2 S

Взаимодействие сульфида алюминия с водой (наиболее чистый сероводород)

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

При нагревании смеси парафина и серы

C 20 H 42 + 21 S = 21 H 2 S + 20 C

Однажды на лекции демонстрировали 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. При нагревании этой смеси выделился сероводород.

Если нагрев прекратить, то реакция останавливается и сероводород не выделяется. Этот факт удобно использовать в учебных лабораториях.

А сейчас мы проведем небольшую физкультминутку.

3 Строение сероводорода

Слайд №6

Давайте рассмотрим строение сероводорода (вид химической связи, тип кристаллической решетки).

?

Какие физические свойства вы предполагаете, исходя из строения (МКР)?

Это: Слайд №7

Газ;

С низкой температурой плавления (-82 0 С) и температурой кипения (-60 0 С);

Бесцветный;

С запахом тухлых яиц и сладковатым вкусом;

Мало растворим в воде (хорошо растворяется в спирте);

(в 1 объеме воды растворяется 2,4 объема сероводорода)

(Этот раствор называют сероводородной водой или сероводородной кислотой)

Тяжелее воздуха;

ЯДОВИТ!

Даже один вдох чистого сероводорода ведет к потере сознания из-за паралича дыхательного центра. Сероводород способен взаимодействовать с ионами железа, входящими в гемоглобин крови.

?

Возникает проблема : полезен или вреден сероводород?

Сероводород ядовит, но существуют сероводородные лечебные источники.

Эту проблему мы должны решить к концу урока.

4 Химические свойства сероводорода

Слайд №9

а) горит голубоватым пламенем (при температуре 250 0 – 300 0 С)

2 H 2 S -2 + 3 O 2 0 = 2 S +4 O 2 + 2 H 2 O

(краткий разбор ОВР)

б) при недостатке кислорода

2 H 2 S + O 2 = 2 S 0 ↓+ 2 H 2 O

(восстановитель)

Какие свойства проявляет сероводород в этих реакциях?

Разбор

При растворении в воде образуется сероводородная кислота.

?

Слабая;

Двухосновная;

Бескислородная.

Диссоциация проходит в две ступени:

I H 2 S → H + + HS - (образуется гидросульфид-ион)

II HS - ↔ H + + S 2- (по второй ступени диссоциация практически не протекает)

?

Какие соли образует сероводородная кислота?

средние (сульфиды) – Na 2 S

кислые (гидросульфиды) – NaHS

?

Взаимодействие с основаниями, основными оксидами, солями

Запишем УХР взаимодействия сероводородной кислоты с гидроксидом натрия.

H 2 S + 2NaOH ( изб ) → Na 2 S + 2H 2 O

H 2 S ( изб ) + 2NaOH → NaHS + 2H 2 O Слайд №11

УХР с основными оксидами и солями записать дома.

?

Проведите лабораторный опыт в подтверждение. Слайд №12

Запишите УХР в молекулярном и ионном виде.

Многие сульфиды нерастворимы в воде и окрашены:

- PbS – черный цвет; Слайд №13

- CuS – черный цвет;

- AgS – черный цвет (изделия из серебра при длительном хранении в присутствии сероводорода в воздухе чернеют);

- ZnS – белый цвет;

- MgS – розовый цвет.

Сероводород и сероводородная кислота используются в аналитической химии для осаждения тяжелых металлов.

?

Полезен или вреден сероводород?

5 Применение сероводорода

Слайд № 14

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.

Окрашенные сульфиды служат основой для изготовления красок. Они же используются в аналитической химии.

Сульфиды калия, стронция и бария используются в кожевенном деле для удаления шерсти со шкур перед их выделкой.

В последние годы рассматривается возможность использования сероводорода, накопленного в глубинах Чёрного моря, в качестве энергетического (сероводородная энергетика) и химического сырья

?

Высказывания учащихся

Почему сероводород не накапливается в больших количествах в природе?

(он окисляется кислородом воздуха до серы элементарной)

6 Заключительная часть (3 мин.)

Слайд № 15

Что нового для себя мы узнали на уроке?

Что практически можно применить в жизни?

Ответы учащихся

Домашнее задание: §11, упр. 2, 3 стр. 34

Творческое задание (по желанию) : Почему художественные картины старых мастеров со временем темнеют и теряют первоначальную яркость? Каким способом реставраторы обновляют эти картины?

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

PbCO 3 + H 2 S = PbS ↓ + CO 2 + H 2 O

При обработке сульфида свинца (II ) пероксидом водорода происходит реакция:

PbS + 4 H 2 O 2 = PbSO 4 + 4 H 2 O ,

при этом образуется сульфат свинца (II ), соединение белого цвета.

Таким образом реставрируют почерневшие масляные картины.

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

• 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.

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

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

• Серная кислота используется в качестве электролита в автомобильных аккумуляторах .

H 2 SO 4

Лекарственные препараты

Синтетические моющие средства

Cлайд 1

Cлайд 2

Cлайд 3

Cлайд 4

Cлайд 5

Cлайд 6

Cлайд 7