Презентация на тему "Соединения серы. Серная кислота"

Включить эффекты
1 из 14
Ваша оценка презентации
Оцените презентацию по шкале от 1 до 5 баллов
  • 1
  • 2
  • 3
  • 4
  • 5

Рецензии

Добавить свою рецензию

Аннотация к презентации

Презентация на тему "Соединения серы. Серная кислота" содержит информацию о сере и ее производном веществе - серной кислоте. В материале подробно рассказывается о месте, занимаемом серой в периодической системе Менделеева, ее физических и химических свойствах. Кроме того, раскрыта максимально детальная информация о соединениях серы, их свойствах и применении.

Краткое содержание

  • Сера
  • Физические свойства серы
  • Химические свойства серы
  • Сера в природе
  • Применение серы
  • Соединения серы
  • Оксид серы (IV)
  • Сульфаты
  • Сульфиты
  • Сульфиды
  • Сероводород
  • Сернистая кислота



Содержание

  • Слайд 1

    Соединения серы. Серная кислота

    Выполнила: Пружина Татьяна Леонидовна

  • Слайд 2

    Сера

    Сера (лат. Sulfur)химический элемент VIA группы, третьего периода периодической системы химических элементов с атомным номером 16. Атомная масса 32,066. Наиболее характерны степени окисления -2, +4, +6 (валентности соответственно II, IV, VI). Сера относится к числу неметаллов.В свободном виде сера представляет собой желтые хрупкие кристаллы или желтый порошок.

  • Слайд 3

    Физические свойства серы

    Сера существует в виде нескольких аллотропных модификаций, отличающихся составом и строением. Обычная кристаллическая сера – вещество желтого цвета. Сера не растворима в воде и даже не смачивается ей, поэтому порошок серы плавает на поверхности воды, хотя плотность серы 2,07 г/см3 (что в два раза больше плотности воды).

  • Слайд 4

    Химические свойства серы

    Сера взаимодействует с большинством простых веществ и многими сложными веществами. Она реагирует со многими металлами, кроме золота и платины, проявляя при этом окислительные свойства

    • Hg + S = HgS продуктом такого взаимодействия является сульфид

    Окислительные свойства серы проявляются и в реакциях с некоторыми неметаллами

    • H2 + S = H2S

    Восстановительные свойства серы проявляются при взаимодействии с кислородом

    • S + O2 = SO2 + Q

  • Слайд 5

    Сера в природе

    Сера относится к распространенным элементам(около 0,05% от массы земной коры). Она встречается как в виде самородной серы, так и в составе минералов и горных пород: сульфидов и сульфатов. Сера также входит в живые организмы в составе белков.

  • Слайд 6

    Применение серы

    Серу применяют для производства серной кислоты, вулканизации каучука, как фунгицид в сельском хозяйстве и как сера коллоидная — лекарственный препарат. Также сера в составе серобитумных композиций применяется для получения сероасфальта, а в качестве заместителя портландцемента — для получения серобетона.

  • Слайд 7

    Соединения серы

    Оксиды

    • Оксид серы (IV)
    • Оксид серы (VI)

    Кислоты

    • Серная кислота
    • Сернистая кислота
    • Сероводород

    Соли

    • Сульфаты
    • Сульфиты
    • Сульфиды

  • Слайд 8

    Оксид серы (IV)

    Окси́дсе́ры (IV) (диокси́дсе́ры, се́рнистый газ, се́рнистыйангидри́д) — SO2. В нормальных условиях представляет собой бесцветный газ с характерным резким запахом (запах загорающейся спички). Под давлением сжижается при комнатной температуре. Растворяется в воде с образованием нестойкой се́рнистой кислоты; растворимость 11,5 г/100 г воды при 20 °C, снижается с ростом температуры. Растворяется также в этаноле, се́рной кислоте. SO2 — один из основных компонентов вулканических газов.

    Химические свойства

    Относится к кислотным оксидам. Растворяется в воде с образованием сернистой кислоты (при обычных условиях реакция обратима). Со щелочами образует сульфиты. Химическая активность оксида весьма велика. Наиболее ярко выражены восстановительные свойства SO2 , степень окисления серы в таких реакциях повышается. В присутствии сильных восстановителей оксид способен проявлять окислительные свойства.

    Применение

    Большая часть оксида серы(IV) используется для производства серной кислоты. Используется также в слабоалкогольных напитках в качестве консерванта. Так как этот газ убивает микроорганизмы, им окуривают овощехранилища и склады. Сернистый газ используют для отбеливания материалов, которые нельзя отбеливать хлором. Также используется в лабораториях в качестве растворителя.

  • Слайд 9

    Оксид серы (VI)

    Оксид серы (VI) (серный ангидрид, треокись серы, серный газ) SO3 – высший оксид серы, тип химической связи: ковалентная полярная химическая связь. В обычных условиях легколетучая бесцветная жидкость с удушающим запахом. При температурах ниже 16,9°C застывает с образованием смеси различных кристаллических модификаций твердого SO3.

    Химические свойства

    SO3 – типичный кислотный оксид, ангидрид серной кислоты. Его химическая активность достаточно велика. При взаимодействии с водой образует серную кислоту. Взаимодействует с основаниями и оксидами. SO3 растворяется в 100%-ой серной кислоте, образуя олеум. SO3 характеризуется сильными окислительными свойствами, восстанавливается, обычно, до сернистого ангидрида. При взаимодействии с хлороводородом образуется хлорсульфоновая кислота.

    Применение

    Серный ангидрид используют в основном для создания серной кислоты.

  • Слайд 10

    Сульфаты

    Минералы, соли серной кислоты H2SO4. Имеются два ряда сульфатов – средние (нормальные) и кислые (гидросульфаты).

    Сульфаты – кристаллические вещества, бесцветные (если катион бесцветен), в большинстве случаев хорошо растворимые в воде. Малорастворимые сульфаты встречаются в виде минералов. Практически нерастворимы BaSO4 и RaSO4. Кислые сульфаты выделены в твердом состоянии лишь для наиболее активных металлов – Na, K и др. Они хорошо растворимы в воде, легко плавятся. Нормальные сульфаты можно получить растворением металлов в H2SO4, действием H2SO4 на окиси, гидроокиси, карбонаты металлов и др. Гидросульфаты получают нагреванием нормальных сульфатов в концентрированной H2SO4.

    Кристаллогидраты некоторых металлов называются купоросами

    Широкое применение во многих отраслях промышленности находят сульфаты природные.

  • Слайд 11

    Сульфиты

    Сульфиты, соли сернистой кислоты H2SO3. Существует два ряда сульфитов – средние (нормальные) и кислые (гидросульфиты). Средние, за исключением сульфитов щелочных металлов и аммония, малорастворимы в воде, растворяются в присутствии SO2. Из кислых в свободном состоянии выделены лишь гидросульфиты щелочных металлов. Для сульфитов в водном растворе характерны окисления до сульфатов и восстановление до гипосульфитов М2S2O3. Получают взаимодействием SO2 с гидроокисями или карбонатами соответствующих металлов в водной среде. Применяются главным образом гидросульфиты — в текстильной промышленности при крашении и печатании (KHSO3, NaHSO3), в бумажной промышленности при получении целлюлозы из древесины [Ca(HSO3)2], в фотографии, в органическом синтезе.

  • Слайд 12

    Сульфиды

    Сульфиды, соединения серы с более электроположительными элементами; могут рассматриваться как соли сероводородной кислоты H2S. Имеется два ряда сульфидов: средние (нормальные) общей формулы M2S и кислые (гидросульфиды) общей формулы MHS, где М — одновалентный металл.

    Сульфиды щелочных металлов бесцветны, хорошо растворимы в воде. Их водные растворы сильно гидролизованы и имеют щелочную реакцию. При действии разбавленных кислот выделяют H2S.

    Сульфиды щёлочноземельных металлов бесцветны, в воде малорастворимы. Во влажном воздухе выделяют H2S. По остальным свойствам подобны сульфидам щелочных металлов. И те и другие сульфиды легко окисляются до сульфатов.

    Сульфиды тяжёлых металлов практически нерастворимы в воде. Почти все они чёрного или черно-бурого цвета (за исключением белого ZnS, розоватого MnS, жёлтого CdS, оранжево-красного Sb2S3, жёлтого SnS2). Неодинаковое отношение сульфидов к кислотам и сульфидам аммония используется в химическом анализе.

    Многие элементы образуют полисульфиды общей формулы M2Sx. Они при нагревании разлагаются с образованием нормальных сульфидов. Особенно склонны к образованию полисульфидовNa, К, NH4+, Са, Sr, Ва.

    Сульфиды получают: 1) непосредственным соединением элементов; 2) взаимодействием водных растворов солей с H2S или (NH4)2S; 3) взаимодействием гидроокисей с H2S; 4) восстановлением сульфатов углём при прокаливании.

    Многие сульфиды имеют большое практическое значение: Na2S, CaS, BaS — в кожевенном производстве для дубления кож; полисульфиды кальция и бария — в сельском хозяйстве для борьбы с вредителями растений; PbS, CdS, ZnS и др. — полупроводниковые материалы, а кристаллы этих и некоторых др. Сульфиды — полупроводниковые лазерные материалы; сульфиды щёлочноземельных металлов, а также ZnS и CdS — основа люминофоров; MoS2 — твёрдая смазка; (NH4)2S — важный реактив в качественном химическом анализе; FeS2 — сырьё для производства серной кислоты.

  • Слайд 13

    Сероводород

    Сероводород H2S – бесцветный газ с запахом протухших яиц и сладковатым вкусом. Плохо растворим в воде, хорошо – в этаноле. Ядовит. При больших концентрациях разъедает многие металлы. В природе встречается очень редко в виде смешанных веществ нефти и газа.

    Физические свойства

    Термически устойчив. 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. Раствор сероводорода в воде — очень слабая сероводородная кислота.

    Химические свойства

    Собственная ионизация жидкого сероводорода ничтожно мала.

    В воде сероводород мало растворим, водный раствор H2S является очень слабой кислотой. Реагирует с основаниями. Сероводород — сильный восстановитель. На воздухе горит синим пламенем. Сероводород реагирует также со многими другими окислителями, при его окислении в растворах образуется свободная сера или SO42−.

    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.
    • Используют в органическом синтезе для получения тиофена и меркаптанов.
    • В последние годы рассматривается возможность использования сероводорода, накопленного в глубинах Чёрного моря, в качестве энергетического (сероводородная энергетика) и химического сырья.

  • Слайд 14

    Сернистая кислота

    Серни́стая кислота — неустойчивая двухосновная неорганическая кислота средней силы. Химическая формула H2SO3.

    Химические свойства

    Кислота средней силы. Существует лишь в разбавленных водных растворах (в свободном состоянии не выделена). Растворы H2SO3 всегда имеют резкий специфический запах (похожий на запах зажигающейся спички), обусловленный наличием химически не связанного водой SO2.

    Двухосновная кислота, образует два ряда солей: кислые — гидросульфиты (в недостатке щёлочи) и средние — сульфиты (в избытке щёлочи). Как и сернистый газ, сернистая кислота и её соли являются сильными восстановителями. При взаимодействии с ещё более сильными восстановителями может играть роль окислителя. Качественная реакция на сульфит-ионы — обесцвечивание раствора перманганата калия. Слабая двухосновная кислота, отвечающая степени окисления серы +4.

    Применение

    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 (сульфитный щелок, Са(HSO3)2) 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).

Посмотреть все слайды
Презентация будет доступна через 15 секунд