Конспект урока на тему «Сера и ее соединения. Аллотропия серы. Сероводород. Оксиды серы»

Тема: Сера и ее соединения. Аллотропия серы. Сероводород. Оксиды серы (IV, VI)

Цели урока: рассмотреть вещество «сера», аллотропию серы, ознакомиться с физическими и химическими свойствами серы.

Задачи урока.

Обучающие — рассмотреть положение элемента серы в ПСХЭ Д.И.Менделеева, строение атома; аллотропные видоизменения серы; физические и химические свойства; применение серы и ее соединений человеком.

Развивающие – развивать интеллектуальные и познавательные умения учащихся добывать самостоятельно знания, обобщать и делать выводы, фиксировать главное в свернутом виде.

Воспитательные – содействовать воспитанию организованности учащихся при решении проблемных вопросов.

Учащиеся должны знать: строение атома серы, физические и химические свойства аллотропных видоизменений серы, области применения.

Учащиеся должны уметь: давать характеристику серы, как химического элемента, так и простого вещества.

Тип урока: урок изучения нового материала

Формы организации познавательной деятельности: фронтальная, групповая

Средства обучения: проектор, компьютер, слайдовая презентация

Ход урока

1. Организационный момент урока.

2. Изучение нового материала

Cера в природе:

Самородная сера.

Украина, Поволжье, Центральная Азия и др.

Сульфиды:

PbS — свинцовый блеск

Cu2S – медный блеск

ZnS – цинковая обманка

FeS2 – пирит, серный колчедан, кошачье золото

H2S – сероводород (в минеральных источниках и природном газе)

Белки:

Волосы, кожные покровы, ногти…

Сульфаты:

CaSO4 x 2H2O — гипс

MgSO4 x 7H2O – горькая соль (английская)

Na2SO4 x 10H2O – глауберова соль (мирабилит) 

Физические свойства.

Твердое кристаллическое вещество желтого цвета, нерастворима в воде, водой не смачивается (плавает на поверхности), t°кип = 445°С

Аллотропия.

Для серы характерны несколько аллотропных модификаций:

Ромбическая (a — сера) — S8

t°пл. = 113°C; ρ = 2,07 г/см3.

Наиболее устойчивая модификация.

Взаимопревращение аллотропных модификаций серы 

Строение атома серы

Размещение электронов по уровням и подуровням

Получение серы.

1. Промышленный метод — выплавление из руды с помощью водяного пара.

2. Неполное окисление сероводорода (при недостатке кислорода):

2H2S + O2 = 2S + 2H2O

3. Реакция Вакенродера:

2H2S + SO2 = 3S + 2H2O

Химические свойства серы:

Сера — окислитель

S0 + 2ē  S-2

Применение.

Вулканизация каучука, получение эбонита, производство спичек, пороха, в борьбе с вредителями сельского хозяйства, для медицинских целей (серные мази для лечения кожных заболеваний), для получения серной кислоты и т. д.

СЕРОВОДОРОД

Физические свойства

Газ, бесцветный, с запахом тухлых яиц, ядовит, растворим в воде (в 1V H2O растворяется 3V H2S при н.у.); t°пл. = -86°C; t°кип. = -60°С. 

Влияние сероводорода на организм:

Сероводород не только скверно пахнет, он еще и чрезвычайно ядовит. При вдыхании этого газа в большом количестве быстро наступает паралич дыхательных нервов, и тогда человек перестает ощущать запах – в этом и заключается смертельная опасность сероводорода.

Насчитывается множество случаев отравления вредным газом, когда пострадавшими были рабочие, на ремонте трубопроводов. Этот газ тяжелее, поэтому он накапливается в ямах, колодцах, откуда быстро выбраться не так-то просто.

Получение

1) H2 + S  → H2S↑ (при t) 

2) FeS + 2HCl →  FeCl2 + H2S↑ 

Химические свойства:

1) Раствор H2S в воде – слабая двухосновная кислота.

Диссоциация происходит в две ступени:

H2S → H+ + HS— (первая ступень, образуется гидросульфид — ион)

HS— → 2H+ + S2- (вторая ступень) 

Сероводородная кислота образует два ряда солей — средние (сульфиды) и кислые (гидросульфиды):

Na2S – сульфид натрия;

CaS – сульфид кальция;

NaHS – гидросульфид натрия;

Ca(HS)2 – гидросульфид кальция.

2) Взаимодействует с основаниями: 

H2S + 2NaOH (избыток) → Na2S + 2H2O

H2S (избыток) + NaOH → NaНS + H2O

3) H2S проявляет очень сильные восстановительные свойства: 

H2S-2 + Br2 → S0 + 2HBr

H2S-2 + 2FeCl3 → 2FeCl2 + S0 + 2HCl

H2S-2 + 4Cl2 + 4H2O →  H2S+6O4 + 8HCl

3H2S-2 + 8HNO3 (конц) →  3H2S+6O4 + 8NO + 4H2O

H2S-2 + H2S+6O4 (конц) →  S0 + S+4O2 + 2H2O 

(при нагревании реакция идет по-иному: H2S-2 + 3H2S+6O4 (конц)  → 4S+4O2 + 4H2O)

4) Сероводород окисляется:

при недостатке O2

2H2S-2 + O2 → 2S0 + 2H2O

при избытке O2

2H2S-2 + 3O2 → 2S+4O2 + 2H2O 

5) Серебро при контакте с сероводородом чернеет: 

4Ag + 2H2S + O2 → 2Ag2S↓ + 2H2O 

Потемневшим предметам можно вернуть блеск. Для этого в эмалированной посуде их кипятят с раствором соды и алюминиевой фольгой. Алюминий восстанавливает серебро до металла, а раствор соды удерживает ионы серы.

6) Качественная реакция на сероводород и растворимые сульфиды -образование темно-коричневого (почти черного) осадка PbS: 

H2S + Pb(NO3)2 → PbS↓ + 2HNO3

Na2S + Pb(NO3)2 → PbS↓ + 2NaNO3

Pb2+ + S2- → PbS↓ 

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:

PbCO3 + H2S = PbS↓ + CO2 + H2O

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

PbS + 4H2O2 = PbSO4 + 4H2O,

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

Таким образом реставрируют почерневшие масляные картины.

7) Реставрация:  

PbS + 4H2O2 → PbSO4 (белый) + 4H2O 

Сульфиды.

Получение сульфидов

1) Многие сульфиды получают нагреванием металла с серой: 

Hg + S → HgS

2) Растворимые сульфиды получают действием сероводорода  на щелочи: 

H2S + 2KOH → K2S + 2H2O 

3) Нерастворимые сульфиды получают обменными реакциями: 

CdCl2 + Na2S → 2NaCl + CdS↓

Pb(NO3)2 + Na2S → 2NaNO3 + PbS↓

ZnSO4 + Na2S → Na2SO4 + ZnS↓

MnSO4 + Na2S → Na2SO4 + MnS↓

2SbCl3 + 3Na2S → 6NaCl + Sb2S3↓

SnCl2 + Na2S → 2NaCl + SnS↓

Химические свойства сульфидов:

1) Растворимые сульфиды сильно гидролизованы, вследствие чего их водные растворы имеют щелочную реакцию: 

K2S + H2O → KHS + KOH

S2- + H2O → HS- + OH- 

2) Сульфиды металлов, стоящих в ряду напряжений левее железа (включительно), растворимы в сильных кислотах: 

ZnS + H2SO4 → ZnSO4 + H2S

3) Нерастворимые сульфиды можно перевести в растворимое состояние действием концентрированной HNO3: 

FeS2 + 8HNO3 → Fe(NO3)3 + 2H2SO4 + 5NO + 2H2O 

3. Закрепление изученного материала

Задание № 1

Напишите уравнения реакций, с помощью которых можно осуществить следующие превращения: Cu → CuS → H2S → SO2

Задание № 2

Составьте уравнения окислительно-восстановительных реакций полного и неполного сгорания сероводорода. Расставьте коэффициенты методом электронного баланса, укажите окислитель и восстановитель для каждой реакции, а так же процессы окисления и восстановления.

Задание № 3

Запишите уравнение химической реакции сероводорода с раствором нитрата свинца (II) в молекулярном, полном и кратком ионном виде. Отметьте признаки этой реакции, является ли реакция обратимой?

Задание № 4

Сероводород пропустили через 18%-ый раствор сульфата меди (II) массой 200 г. Вычислите массу осадка, выпавшего в результате этой реакции

SO2  (сернистый ангидрид; сернистый газ)

Физические свойства. 

Бесцветный газ с резким запахом; хорошо растворим в воде (в 1V H2O растворяется 40V SO2 при н.у.); более чем в два раза тяжелее воздуха, ядовит; t°пл. = -75,5°C; t°кип. = -10°С.

Обесцвечивает многие красители, убивает микроорганизмы.

Получение:

1) При сжигании серы в кислороде:

S + O2 → SO2 

2) Окислением сульфидов:

4FeS2 + 11O2 → 2Fe2O3 + 8SO2

3) Обработкой солей сернистой кислоты минеральными кислотами:

Na2SO3 + 2HCl → 2NaCl + SO2 + H2O

4) При окислении металлов концентрированной серной кислотой:

Cu + 2H2SO4 (конц) → CuSO4 + SO2 + 2H2O

Химические свойства: 

1) Сернистый ангидрид — кислотный оксид.

·       взаимодействие с водой 

При растворении в воде образуется слабая и неустойчивая сернистая кислотаH2SO3 (существует только в водном растворе)

Оксид серы (VI)  — SO3  (серный ангидрид)

Физические свойства

Бесцветная летучая маслянистая жидкость, t°пл. = 17°C; t°кип. = 66°С; на воздухе «дымит», сильно поглощает влагу (хранят в запаянных сосудах).

SO3 + H2O → H2SO4

SO3 хорошо растворяется в 100%-ной серной кислоте, этот раствор называется олеумом. 

Получение

1) 2SO2 + O2  →  2SO3 (катализатор – V2O5, при 450˚С)

2) Fe2(SO4)3  →  Fe2O3 + 3SO3 (разложение при нагревании) 

Химические свойства: 

1) Серный ангидрид — кислотный оксид.

Взаимодействие с водой

При растворении в воде дает сильную двухосновную серную кислоту:

SO3 + H2O → H2SO4

3. Закрепление изученного материала

№ 1. Закончите уравнения реакций:

S + O2

S + Na

S + H2

Расставьте коэффициенты методом электронного баланса, укажите окислитель, восстановитель.

№ 2. Осуществите превращения по схеме:

H2S → S → Al2S3 → Al(OH)3

№ 3. Закончите уравнения реакций, укажите, какие свойства проявляет сера (окислителя или восстановителя):

Al + S =  (при нагревании)

S + H2 = (150-200)

S + O2 = (при нагревании)

S + F2 =  (при обычных условиях)

S + H2SO4(к) =

S + KOH =

S + HNO3 =

4. Это интересно…

·       Содержание серы в организме человека  массой 70 кг — 140 г.

·       В сутки человеку необходимо 1 г серы.

·       Серой богаты горох, фасоль, овсяные хлопья, пшеница, мясо, рыба, плоды и сок манго.

·       Сера входит в состав гормонов, витаминов, белков, она есть в хрящевой ткани, в волосах, ногтях. При недостатке серы в организме наблюдается хрупкость ногтей и костей, выпадение волос.

·       Следите за своим здоровьем!

·       Соединения серы могут служить лекарственными препаратами;

·       Сера – основа мази для лечения грибковых заболеваний кожи, для борьбы с чесоткой. Тиосульфат натрия Na2S2O3 используется для борьбы с нею.

·       Многие соли серной кислоты содержат кристаллизационную воду: ZnSO4×7H2O и  CuSO4×5H2O. Их применяют как антисептические средства для опрыскивания растений и протравливания зерна в борьбе с вредителями сельского хозяйства.

·       Железный купорос FeSO4×7H2O используют при анемии.

·       BaSO4 применяют при рентгенографическом исследовании желудка и кишечника.

·       Алюмокалиевые квасцы KAI(SO4)2×12H2O — кровоостанавливающее средство при порезах.

·       Минерал Na2SO4×10H2O носит название «глауберова соль» в честь открывшего его в VIII веке немецкого химика Глаубера И. Р. Глаубер во время своего путешествия внезапно заболел. Он ничего не мог есть, желудок отказывался принимать пищу. Один из местных жителей направил его к источнику. Как только он выпил горькую соленую воду, сразу стал есть. Глаубер исследовал эту воду, из нее выкристаллизовалась соль Na2SO4×10H2O. Сейчас ее применяют как слабительное в медицине, при окраске хлопчатобумажных тканей. Соль также находит применение в производстве стекла.

·       Тысячелистник обладает повышенной способностью извлекать из почвы серу и стимулировать поглощение этого элемента с соседними растениями.

·       Чеснок выделяет вещество – альбуцид, едкое соединение серы. Это вещество предотвращает раковые заболевания, замедляет старение, предупреждает сердечные заболевания.

5. Домашнее задание

П. 9-10, упр. 3-6, задача 2 на стр. 31.