Oxigen cu cel mai comun element din scoarța terestră. Molecula de oxigen este diatomică (O 2). O substanță simplă - oxigenul molecular - este un gaz incolor și inodor, slab solubil în apă. Atmosfera Pământului conține 21% (în volum) oxigen. În compușii naturali, oxigenul apare sub formă de oxizi (H 2 O, SiO 2) și săruri ale oxoacizilor. Unul dintre cei mai importanți compuși naturali ai oxigenului este apa sau oxidul de hidrogen H2O.

Pe lângă oxizi, oxigenul este capabil să formeze peroxizi - substanțe care conțin următoarea grupă de atomi: –O–O–. Unul dintre cei mai importanți peroxizi este peroxidul de hidrogen H 2 O 2 (H–O–O–H). În peroxizi, atomii de oxigen au o stare intermediară de oxidare de minus 1, astfel încât acești compuși pot fi atât agenți oxidanți, cât și reductori:

Din valorile potențialelor standard ale electrodului rezultă că oxizi

Proprietățile termice ale H2O2 sunt cele mai pronunțate într-un mediu acid, iar proprietățile reducătoare sunt cele mai pronunțate într-un mediu alcalin. De exemplu, peroxidul de hidrogen într-un mediu acid este capabil să oxideze acele substanțe al căror potențial standard al sistemului electrochimic nu depășește +1,776 V și să le reducă numai pe cele al căror potențial este mai mare de +0,682 V.

O modificare alotropică a oxigenului este ozonul (O3), un gaz cu un miros specific. Ozonul este produs prin acțiunea descărcărilor electrice „liniștite” asupra oxigenului în dispozitive speciale - ozonizatoare. Reacția de conversie a oxigenului în ozon necesită energie:

3O2 ↔ 2O3 – 285 kJ.

Procesul invers – descompunerea ozonului – are loc spontan.

Ozonul este unul dintre cei mai puternici agenți oxidanți; din punct de vedere al activității oxidative este pe locul doi după fluor.

La temperaturi ridicate, sulful reacționează cu hidrogenul pentru a se forma hidrogen sulfurat(H2S) este un gaz incolor cu un miros caracteristic de proteină putrezită. Deoarece această reacție este reversibilă, în practică hidrogenul sulfurat este produs de obicei prin acțiunea acizilor diluați asupra sulfurilor metalice:

FeS + 2 HCl → H2S + FeCl2.

Hidrogenul sulfurat este un agent reducător puternic; Când este aprins în aer, arde cu o flacără albăstruie:

2 H2S + 3 O2 → 2 SO2 + 2 H2O (în exces de oxigen).

Prin urmare, un amestec de hidrogen sulfurat cu aer este exploziv. Când există o lipsă de oxigen, hidrogenul sulfurat este oxidat numai la sulf liber:

2 H2S + O2 → 2 S + 2 H2O.

Hidrogenul sulfurat este foarte otrăvitor și poate provoca otrăviri severe.

O soluție de hidrogen sulfurat în apă are proprietățile unui acid dibazic slab (K1 = 6×10–8, K2 = 1×10–14). Sărurile medii ale acidului hidrosulfurat - sulfuri - pot fi obținute prin interacțiunea directă a metalelor cu sulful. Sulfurile ușor solubile pot fi obținute prin reacția hidrogenului sulfurat cu soluții de săruri ale metalelor corespunzătoare:

CuSO4 + H2S CuS+ H2SO4 .

Oxid de sulf(IV) se formează atunci când sulful arde în aer:

S + O2 → SO2.

În industrie, SO2 se obține prin prăjirea sulfurilor și polisulfurilor metalice, precum și prin descompunerea termică a sulfaților (în special CaSO4):

Dioxidul de sulf este un gaz incolor cu miros de sulf ars. SO2 se dizolvă bine în apă, formând acid sulfuros:

Acid sulfuros– acid dibazic slab (K1=1,6×10–2, K2=6×10–8). H2SO3 și sărurile sale sunt buni agenți reducători și se oxidează la acid sulfuric sau sulfați:

La temperaturi ridicate în prezența unui catalizator (V2O5, aliaje pe bază de platină), dioxidul de sulf este oxidat de oxigen la trioxid:

Oxidul de sulf (VI) este anhidrida acidului sulfuric:

În stare gazoasă, oxidul de sulf (VI) este format din molecule de SO3 dispuse sub forma unui triunghi regulat. Când vaporii de SO3 se condensează, se formează un lichid volatil (punct de fierbere = +44,8 °C), format în principal din molecule ciclice trimerice. Când este răcit la +16,8 °C, se solidifică și se formează așa-numita modificare asemănătoare gheții SO3. În timpul depozitării, se transformă treptat într-o modificare asemănătoare azbestului a SO3, constând din molecule de polimer.

Acidul sulfuric concentrat, mai ales fierbinte, este un agent oxidant puternic. oxidează ionii de bromură și iodură în halogeni liberi, cărbunele în dioxid de carbon și sulful în SO2. Atunci când interacționează cu metalele, acidul sulfuric concentrat le transformă în sulfați, reducându-i la SO2, S sau H2S. Cu cât metalul este mai activ, cu atât acidul este mai profund redus.

De exemplu, atunci când acidul sulfuric concentrat reacţionează cu cuprul, SO2 este eliberat predominant; La interacțiunea cu zincul, se poate observa eliberarea simultană de oxid de sulf (IV), sulf liber și hidrogen sulfurat:

H2SO4 este un acid dibazic puternic, disociat în prima etapă

aproape complet; disocierea în a doua etapă are loc într-o măsură mai mică, dar diluată solutii apoase acidul sulfuric este disociat aproape complet conform următoarei scheme:

H2SO4 → 2 H + + SO4 2-

Majoritatea sărurilor de acid sulfuric sunt foarte solubile în apă. Cele practic insolubile includ BaSO4, SrSO4, PbSO4; CaSO4 ușor solubil. Reacția calitativă la ionii SO4 2– se datorează formării sulfaților slab solubili. De exemplu, atunci când ionii de bariu sunt introduși într-o soluție care conține sulfationi, precipită un precipitat alb de sulfat de bariu, practic insolubil în apă și acizi diluați:

Ba 2+ + SO4 2- → BaSO4↓ .

Acidul sulfuric este utilizat la producerea îngrășămintelor minerale;

ca electrolit în bateriile cu plumb; pentru a obține diverse acizi mineraliși săruri; în producția de fibre chimice, coloranți, care formează fum și explozivi; în industria petrolului, prelucrarea metalelor, textile, piele și alte industrii etc.

Slide 2

Sulf

Sulful este un calcogen, un nemetal destul de reactiv. Există trei modificări alotrope ale sulfului: monoclinic ortorombic S8 plastic

Slide 3

Caracteristicile sulfului

Serav PSHE: poziția (perioada, grupa) proprietățile structurii atomice ale elementului după perioadă / în principal p/g oxid mai mare hidroxid mai mare LVS

Slide 4

Chitanță

La drenarea soluțiilor de hidrogen sulfurat și acizi sulfuroși: H2SO3 + 2H2S = 3S + 3H2O Când hidrogenul sulfurat este ars incomplet (cu lipsă de aer): 2H2S + O2 = 2S + 2H2O

Slide 5

Proprietăți chimice

Nu uda si nu reactioneaza cu apa. Agentul oxidant reacţionează cu: metale (cu excepţia aurului) Hg + S = HgS (neutralizarea mercurului vărsat) hidrogen şi nemetale, a căror s.o. mai puțin (carbon, fosfor etc.)

Slide 6

Cum reacționează un agent reducător cu: oxigen, clor, fluor

Slide 7

S-2(cu mine, C, P, H2): C + 2S = CS2 H2 + S = H2S S0 S S+2 S + Cl2 = SCl2 S+4 S + O2 = SO2H2SO3 S+6 S + 3F2 = SF6H2SO4 întărirea capacităţii de oxidare a ionilor

Slide 8

Hidrogen sulfurat

H2S – hidrogen sulfurat. Soluția sa în apă se numește acid hidrosulfurat. Acidul este slab dibazic, prin urmare se disociază treptat: I: H2S ↔ H+ + HS– II: HS– ↔ H+ + S–

Slide 9

Prezintă toate proprietățile acizilor. Reacționează cu: oxizi bazici: H2S + CaO = CaS + H2O baze: H2S + KOH ↔ KHS + H2O H2S + OH– ↔ HS– + H2O H2S + 2KOH ↔ K2S + H2O H2S + 2OH– ↔ S2– + H2O

Slide 10

săruri: CuCO3 + H2S = CuS + H2CO3 metale: Ca + H2S = CaS + H2

Slide 11

Proprietățile sărurilor

Sărurile acide ale acidului hidrosulfurat - hidrosulfurile (KHS, NaHS) sunt foarte solubile în apă. Sulfurile metalelor alcaline și alcalino-pământoase sunt, de asemenea, solubile. Sulfurile altor metale sunt insolubile în apă, iar sulfurile de cupru, plumb, argint, mercur și alte metale grele sunt insolubile chiar și în acizi (cu excepția azotului).

Slide 12

Oxidarea hidrogenului sulfurat

Hidrogenul sulfurat este ușor oxidat de oxigen (ca și în cazul unui exces de O2 și o deficiență?). Apa cu brom Br2: H2S + Br2 = 2HBr + S↓ galben-portocaliu incolor

Slide 13

Oxid de sulf (IV).

SO2 – dioxid de sulf gazos. Reacționează cu apa pentru a forma H2SO3. Oxid acid tipic. Reacţionează cu baze (se formează sare (sulfit sau hidrosulfit) şi apă) şi oxizi bazici (se formează doar sare).

Slide 14

Obținut prin: arderea sulfului, prăjirea piritei, acțiunea acizilor asupra sulfiților, interacțiunea conc. acid sulfuric și metanfetamina grea

Slide 15

Oxid de sulf(VI).

SO3 este un oxid acid Reacționează cu apa pentru a forma H2SO4, cu baze (sare (sulfat sau hidrosulfat) și se formează apă) și oxizi bazici. Obținut prin oxidare dioxid de sulf. Se dizolvă în acid sulfuric pentru a forma oleum: H2SO4 + nSO3 = H2SO4 nSO3 oleum

Slide 16

Acid sulfuric

Acidul sulfuric H2SO4 este un lichid uleios greu, inodor, incolor. La o concentrație > 70%, acidul sulfuric se numește concentrat, mai puțin de 70% - diluat. Disocierea acidului sulfuric se exprimă prin ecuația: H2SO4 ↔ 2H++ SO42–

Slide 17

Acidul reacţionează cu oxizi şi hidroxizi amofoteri şi bazici, săruri: H2SO4 + BaCl2 = BaSO4↓ + HCl Ultima reacţie este calitativă pentru ionul SO42 (se formează un precipitat alb insolubil).

Slide 18

H2SO4 H2SO4 +1 +6 -2 H2SO4 +1 +6 -2 H+ concentrat diluat ― agent de oxidare 2H+ + 2e– = H2 S+6 ― agent de oxidare S+6 +8e– +6e– +2e– S-2 (H2S ) S0 (S)S+4 (SO2)

Slide 19

Toate metalele din seria de activitate până la hidrogen reacţionează cu acidul sulfuric diluat. În timpul reacției, se formează sulfat metalic și se eliberează hidrogen: H2SO4 + Zn = ZnSO4 + H2 Metalele după hidrogen nu reacţionează cu acidul diluat: Cu + H2SO4 ≠

Slide 20

Acid sulfuric concentrat

Metalele din seria de activitate după hidrogen interacționează cu acidul sulfuric concentrat după următoarea schemă: H2SO4 (conc.) + Me = MeSO4 + SO2 + H2O I.e. format: sulfat metalic oxid de sulf(IV) - dioxid de sulf SO2 apa

Slide 21

Acidul mezulfuric mai activ în anumite condiții poate fi redus la sulf în formă pură sau hidrogen sulfurat. In rece conc. acidul sulfuric pasivează fierul și aluminiul, astfel încât acestea sunt transportate în rezervoare de fier: H2SO4 (conc.) + Fe ≠ (la rece)

Slide 22

Prepararea acidului sulfuric

obţinerea oxidării SO2 (de obicei prin prăjirea piritei) a SO2 în SO3 în prezenţa unui catalizator - oxid de vanadiu (V) dizolvarea SO3 în acid sulfuric pentru a obţine oleum;

Slide 23

Sulfati

Sărurile acidului sulfuric au toate proprietățile sărurilor. Relația lor cu încălzirea este specială: sulfații metalici activi (Na, K, Ba) nu se descompun nici la t > 1000˚C alții (Cu, Al, Fe) chiar și cu încălzire ușoară se descompun în oxid de sulf (VI) și oxid de metal.

Slide 24

Întrebări

În ce reacții joacă sulful rolul de agent oxidant? agent reducător? ce grade prezinta? Ce cauzează diferența în proprietățile acidului sulfuric concentrat și diluat? scrieți ecuațiile pentru reacția conc. și acizi diluați cu cupru și zinc. cum să distingem soluțiile de iodură de sodiu și sulfat de sodiu? propune două metode și scrie ecuațiile de reacție în forme moleculare și ionice.

Slide 25

Misiuni

Cât dioxid de sulf se poate obține din 10 kg de minereu care conține 48% pirit? Ce volum ocupă: a) 4 moli de SO2? b) 128 g SO3? Efectuați reacțiile: O2 → S → SO2 → SO3 → H2SO4 → Na2SO4 → BaSO4

Vizualizați toate diapozitivele

OVR-urile sunt evidențiate în mod special în culoare în articol. Fii atent la ei atenție deosebită. Aceste ecuații pot apărea la examenul de stat unificat.

Acidul sulfuric diluat se comportă ca alți acizi, ascunzându-și capacitățile oxidative:

Și încă un lucru de reținut acid sulfuric diluat: ea nu reactioneaza cu plumbul. O bucată de plumb aruncată în H2SO4 diluat este acoperită cu un strat de sulfat de plumb insolubil (vezi tabelul de solubilitate) și reacția se oprește imediat.

Proprietăți oxidative acid sulfuric

– lichid gras uleios, nevolatil, insipid și inodor

Datorită sulfului în starea de oxidare +6 (mai mare), acidul sulfuric capătă proprietăți oxidante puternice.

Regula pentru sarcina 24 (vechiul A24) la prepararea soluțiilor de acid sulfuric Nu ar trebui să turnați niciodată apă în el. Acidul sulfuric concentrat trebuie turnat în apă într-un flux subțire, amestecând constant.

Reacția acidului sulfuric concentrat cu metalele

Aceste reacții sunt strict standardizate și urmează schema:

H2SO4(conc.) + metal → sulfat metalic + H2O + produs sulf redus.

Există două nuanțe:

1) Aluminiu, fierŞi crom cu H2SO4 (conc) in conditii normale nu reacționează din cauza pasivării. Trebuie încălzit.

2) C platinăŞi aur H2SO4 (conc) nu reacționează deloc.

Sulf V acid sulfuric concentrat– agent oxidant

Aceasta înseamnă că se va recupera de la sine;
gradul de oxidare la care se reduce sulful depinde de metal.

Să luăm în considerare diagrama stării de oxidare a sulfului:

La -2 sulful poate fi redus doar prin metale foarte active – într-o serie de tensiuni până la aluminiu inclusiv.

Reacțiile vor decurge astfel:

8Li+5H 2 AŞA 4( conc. .) → 4Li 2 AŞA 4 + 4 ore 2 O+H 2 S

4Mg + 5H 2 AŞA 4( conc. .) → 4MgSO 4 + 4 ore 2 O+H 2 S

8Al + 15H 2 AŞA 4( conc. .) (t) → 4Al 2 (AŞA 4 ) 3 +12 ore 2 O+3H 2 S

la interacţiunea H2SO4 (conc) cu metale într-o serie de tensiuni după aluminiu, dar înainte de fier, adică cu metale cu activitate medie, sulful se reduce la 0 :

3Mn + 4H 2 AŞA 4( conc. .) → 3MnSO 4 + 4 ore 2 O+S↓

2Cr + 4H 2 AŞA 4( conc. .) (t)→Cr 2 (AŞA 4 ) 3 + 4 ore 2 O+S↓

3Zn + 4H 2 AŞA 4( conc. .) → 3ZnSO 4 + 4 ore 2 O+S↓

toate celelalte metale începând cu hardware-ulîntr-un număr de tensiuni (inclusiv cele după hidrogen, cu excepția aurului și a platinei, desigur), pot reduce sulful doar la +4. Deoarece acestea sunt metale slab active:

2 Fe + 6 H 2 AŞA 4(conc.) ( t)→ Fe 2 ( AŞA 4 ) 3 + 6 H 2 O + 3 AŞA 2

(rețineți că fierul se oxidează la +3, cea mai mare stare de oxidare posibilă, deoarece este un agent oxidant puternic)

Cu+2H 2 AŞA 4( conc. .) → CuSO 4 + 2 ore 2 O+SO 2

2Ag + 2H 2 AŞA 4( conc. .) → Ag 2 AŞA 4 + 2 ore 2 O+SO 2

Desigur, totul este relativ. Adâncimea recuperării va depinde de mulți factori: concentrația acidului (90%, 80%, 60%), temperatură etc. Prin urmare, este imposibil să preziceți produsele în mod complet exact. Tabelul de mai sus are și propriul procentaj aproximativ, dar îl puteți folosi. De asemenea, este necesar să ne amintim că, în cadrul examenului de stat unificat, atunci când produsul sulfului redus nu este indicat și metalul nu este deosebit de activ, atunci, cel mai probabil, compilatorii înseamnă SO 2. Trebuie să te uiți la situație și să cauți indicii în condiții.

AŞA 2 - acesta este în general un produs comun al ORR cu participarea conc. acid sulfuric.

H2SO4 (conc) oxidează unele nemetale(care prezintă proprietăți reducătoare), de regulă, la maximum - cel mai înalt grad de oxidare (se formează un oxid al acestui nemetal). În acest caz, sulful este, de asemenea, redus la SO 2:

C+2H 2 AŞA 4( conc. .) → CO 2 + 2 ore 2 O+2SO 2

2P+5H 2 AŞA 4( conc. .) → P 2 O 5 +5H 2 O+5SO 2

Oxidul de fosfor (V) proaspăt format reacționează cu apa pentru a produce acid ortofosforic. Prin urmare, reacția este înregistrată imediat:

2P+5H 2 AŞA 4( conc. ) → 2H 3 P.O. 4 + 2 ore 2 O+5SO 2

Același lucru cu borul, se transformă în acid ortoboric:

2B+3H 2 AŞA 4( conc. ) → 2H 3 B.O. 3 +3SO 2

Interacțiunea sulfului cu o stare de oxidare de +6 (în acid sulfuric) cu „alt” sulf (situat într-un compus diferit) este foarte interesantă. În cadrul examenului unificat de stat, interacțiunea H2SO4 (conc) este considerată cu sulf (o substanță simplă) și hidrogen sulfurat.

Să începem cu interacțiunea sulf (o substanță simplă) cu acid sulfuric concentrat. Într-o substanță simplă starea de oxidare este 0, într-un acid este +6. În acest ORR, sulful +6 va oxida sulful 0. Să ne uităm la diagrama stărilor de oxidare ale sulfului:

Sulful 0 se va oxida, iar sulful +6 va fi redus, adică scade starea de oxidare. Dioxidul de sulf va fi eliberat:

2 H 2 AŞA 4(conc.) + S → 3 AŞA 2 + 2 H 2 O

Dar în cazul hidrogenului sulfurat:

Se formează atât sulful (o substanță simplă), cât și dioxidul de sulf:

H 2 AŞA 4( conc. .) +H 2 S → S↓ + SO 2 + 2 ore 2 O

Acest principiu poate ajuta adesea la determinarea produsului ORR, unde agentul oxidant și reducător sunt același element, în grade diferite oxidare. Agentul oxidant și agentul reducător „se întâlnesc pe jumătate” conform diagramei stării de oxidare.

H2SO4 (conc), într-un fel sau altul, interacționează cu halogenuri. Numai că aici trebuie să înțelegeți că fluorul și clorul sunt „eși înșiși cu mustață” și ORR nu apare cu fluoruri și cloruri, suferă un proces convențional de schimb ionic în timpul căruia se formează halogenură de hidrogen gazoasă:

CaCI2 + H2S04 (conc.) → CaS04 + 2HCI

CaF2 + H2S04 (conc.) → CaS04 + 2HF

Dar halogenii din compoziția bromurilor și iodurilor (precum și în compoziția halogenurilor de hidrogen corespunzătoare) sunt oxidați de acesta la halogeni liberi. Doar sulful este redus în moduri diferite: iodura este un agent reducător mai puternic decât bromura. Prin urmare, iodura reduce sulful la hidrogen sulfurat, iar bromura la dioxid de sulf:

2H 2 AŞA 4( conc. .) + 2NaBr → Na 2 AŞA 4 + 2 ore 2 O+SO 2 +Br 2

H 2 AŞA 4( conc. .) + 2HBr → 2H 2 O+SO 2 +Br 2

5H 2 AŞA 4( conc. .) + 8NaI → 4Na 2 AŞA 4 + 4 ore 2 O+H 2 S+4I 2 ↓

H 2 AŞA 4( conc. .) + 8HI → 4H 2 O+H 2 S+4I 2 ↓

Acidul clorhidric și acidul fluorhidric (precum și sărurile acestora) sunt rezistente la acțiunea oxidantă a H2SO4 (conc).

Și, în sfârșit, ultimul lucru: acesta este unic pentru acidul sulfuric concentrat, nimeni altcineva nu poate face asta. Ea are proprietate de eliminare a apei.

Acest lucru permite utilizarea acidului sulfuric concentrat într-o varietate de moduri:

În primul rând, uscarea substanțelor. Acidul sulfuric concentrat elimină apa din substanță și „devine uscată”.

În al doilea rând, un catalizator în reacțiile în care apa este eliminată (de exemplu, deshidratare și esterificare):

H 3 C–COOH + HO–CH 3 (H 2 SO 4 (conc.)) → H 3 C–C(O)–O–CH 3 + H 2 O

H 3 C–CH 2 –OH (H 2 SO 4 (conc.)) → H 2 C =CH 2 + H 2 O

sulf vulcanic

Proprietățile fizice ale sulfului depind direct de modificarea alotropică. De exemplu, cea mai faimoasă modificare a sulfului este rombic, S₈. Este destul de fragil substanță cristalină culoare galbenă.

Structura moleculei de sulf rombic S₈

Pe lângă cel rombic, există multe alte modificări, al căror număr, conform surse diferite, ajunge la trei duzini.

Proprietățile chimice ale elementului

La temperatura normala Activitatea chimică a sulfului este destul de mică. Dar atunci când este încălzit, sulful interacționează adesea cu toate substanțele simple, metale și nemetale.

S + O₂ → SO₂

Sulful este elementul cel mai importantîn viață și animale, este utilizat pe scară largă în industrie, de la medicină la dispozitive pirotehnice.

Acid sulfuric

Acidul sulfuric are formula H₂SO₄ și este cel mai puternic acid dibazic. Anterior, această substanță era numită ulei de vitriol deoarece acidul concentrat are o consistență groasă, uleioasă.

Acidul sulfuric se amestecă ușor cu apa, dar astfel de soluții trebuie preparate cu precauție: acid concentrat trebuie să-l turnați cu grijă în apă și în niciun caz invers.

Acidul sulfuric este o substanță caustică și poate dizolva unele. Prin urmare, este adesea folosit în exploatarea minereului. Acidul lasă arsuri severe pe piele, de aceea este extrem de important să urmați măsurile de siguranță atunci când lucrați cu el.

Obținerea „ulei de vitriol”

Industria folosește o metodă de contact pentru producerea SO₂ (dioxid de sulf) prin oxidarea dioxidului de sulf, care se formează în timpul arderii sulfului. În continuare, trioxidul de sulf SO₃ se obține din dioxidul de sulf, care este apoi dizolvat în acidul sulfuric cel mai concentrat. Soluția rezultată se numește oleum. Pentru a obține „ulei de vitriol”, oleum este diluat cu apă.

Proprietățile chimice ale acidului sulfuric

Atunci când interacționează cu metale, precum și cu carbonul și sulful, acidul sulfuric concentrat le oxidează:

Сu + 2H2SO4 (conc.) → CuSO4 + SO2 + 2H2O.

C(grafit) + 2H₂SO₄ (conc., orizontal) → CO₂ + 2SO₂ + 2H₂O

S + 2H₂SO₄ (conc.) → 3SO₂ + 2H₂O

Acidul diluat este capabil să reacționeze cu toate metalele care se află la stânga hidrogenului în seria de tensiune:

Fe + H2S04 (dil.) → FeS04 + H2

Zn + H₂SO₄ (dil.) → ZnSO₄ + H₂

În reacțiile cu baze, H₂SO₄ diluat formează sulfați și hidrosulfați:

H2S04 + NaOH → NaHS04 + H20;

H2S04 + 2NaOH → Na2SO4 + 2H2O.

Acest acid poate reacționa și cu oxizii bazici, rezultând sulfați:

CaO + H₂SO₄ → CaSO₄↓ + H₂O.

Obiectivele lecției: să ia în considerare proprietățile compușilor sulfuri - hidrogen sulfurat, acid hidrosulfurat și sărurile sale; acid sulfuros și sărurile sale.

Echipamente: probe de sulfuri, sulfiti metalici, prezentare pe calculator.

Progresul lecției

I. Pregătirea pentru lecție

(Verificați pregătirea grupurilor de elevi, echipamentul, clasa pentru lecție; notați elevii absenți în registrul clasei; raportați subiectul și obiectivele lecției).

II. Testarea cunoștințelor elevilor.

1. Rezolvați problema „Diapozitivul nr. 1-1”:

S-a folosit sulf nativ care conține 30% impurități pentru a obține oxid de sulf (IV) cu o greutate de 8 g. Determinați masa (în grame) de sulf nativ.

Răspuns: m(S) = 5,7 g.

2. Întrebări orale:

Spuneți-ne despre structura atomului de sulf și despre starea sa de oxidare.
Descrieți alotropia sulfului.
Extinde proprietăți chimice sulf.

3. Scrieți ecuația reacție chimică din punctul de vedere al disocierii electrolitice între sulfatul de zinc și hidroxidul de potasiu „Slide Nr. 1-1”.

4. Scriere cec teme pentru acasă– 6 elevi.

5. Bloc de întrebări „Diapozitivul nr. 2”:

Citiți formularea Legii periodice dată de D.I. Mendeleev (proprietățile elementelor chimice și substanțelor formate de acestea depind periodic de relativă mase atomice elemente).
Citiți formularea modernă a Legii periodice (proprietățile elementelor chimice și substanțele formate de acestea sunt periodic dependente de sarcinile nucleelor lor atomice).
Cum se numește un element chimic? (un element chimic sunt atomi de același tip)
Sub ce forme există? element chimic? (un element chimic există sub trei forme: atomi liberi, substanțe simple, substanțe complexe).
Ce substanțe se numesc simple? (substanțele simple sunt substanțe ale căror molecule sunt formate din atomi ai unui element chimic).
Ce substanțe se numesc complexe? (substanțele complexe sunt substanțe ale căror molecule sunt formate din atomi de diferite elemente chimice).
În ce clase sunt împărțite substanțele complexe? (substanțele complexe se împart în patru clase: oxizi, baze, acizi, săruri).
Ce substanțe se numesc săruri? (sărurile sunt substanțe complexe ale căror molecule constau din atomi de metal și reziduuri acide).
Ce substanțe se numesc acizi? (acizii sunt substanțe complexe a căror moleculă este formată din atomi de hidrogen și un reziduu acid).

III. Învățarea de materiale noi.

Plan pentru studiul noului material „Diapozitivul nr. 3”.

Hidrogen sulfurat și sulfuri.
Acid sulfuros și sărurile sale.

1. Hidrogen sulfurat și sulfuri.

Astăzi ne vom familiariza cu câțiva dintre acizii pe care îi formează sulful. În ultima lecție, s-a remarcat că interacțiunea hidrogenului și sulfului produce hidrogen sulfurat. Reacția hidrogenului cu toți calcogenii are loc exact în același mod. (H 2 O – H 2 S – H 2 Se – H 2 Te) „Diapozitiv Nr. 4-1”. Dintre acestea, doar apa este lichidă, restul sunt gaze, ale căror soluții vor prezenta proprietăți acide. La fel ca halogenurile de hidrogen, puterea moleculelor de calcohidrogen scade, iar puterea acizilor, dimpotrivă, crește „Slide No. 4-2”.

Hidrogenul sulfurat este un gaz incolor cu miros înțepător. Este foarte otrăvitoare. Este cel mai puternic agent reducător. Ca agent reducător, interacționează activ cu soluțiile de halogen „Slide No. 5-1”:

H 2 + S -2 + I 2 0 = S 0 + 2H + I -

Hidrogenul sulfurat arde „Diapozitivul nr. 5-2”:

2H2S + O2 = 2H2O + 2S (când flacăra se răcește).

2H2S + 3O2 = 2H2O + 2SO2

Când hidrogenul sulfurat este dizolvat în apă, se formează acid sulfurat slab [Demonstrarea efectului indicatorilor asupra acidului].

Sulfurile metalelor alcaline și alcalino-pământoase, precum și sulfura de amoniu, sunt foarte solubile și vin într-o varietate de culori.

Exercita. Clasificarea acidului hidrogen sulfurat (hidrogenul sulfurat este un acid dibazic fără oxigen).

Astfel, disocierea acidului hidrosulfurat are loc în etapele „Slide No. 5-3”:

H2S<–>H + + HS - (primul pas de disociere)

HS-<–>H ++ S 2- (a doua etapă de disociere),

Aceasta înseamnă că acidul hidrosulfurat formează două tipuri de săruri:

hidrosulfuri - săruri în care un singur atom de hidrogen este înlocuit cu un metal (NaHS)

sulfurile sunt săruri în care ambii atomi de hidrogen (Na 2 S) sunt înlocuiți cu un metal.

2. Acid sulfuros și sărurile sale.

Să ne uităm la un alt acid pe care îl formează sulful. Am aflat deja că atunci când hidrogenul sulfurat arde, se formează oxid de sulf (IV). Este un gaz incolor cu un miros caracteristic. Prezintă proprietățile tipice ale oxizilor acizi și este foarte solubil în apă, formând un acid sulfuros slab [Demonstrarea acțiunii indicatorilor asupra acidului]. Nu este stabil și se descompune în substanțele sale originale „Slide No. 6-1”:

H2O+SO2<–>H2SO3

Oxidul de sulf (IV) poate fi obținut în diferite moduri „Diapozitivul nr. 6-2:

a) arderea sulfului;
b) arderea hidrogenului sulfurat;
c) sulfuri comune.

Oxidul de sulf (IV) și acidul sulfuros sunt agenți reducători tipici și, în același timp, agenți oxidanți slabi „Slide No. 7-1”. [Demonstrație a efectului acidului asupra țesăturii colorate].

Tabelul 1. „Diapozitivul nr. 7-2”

Stările de oxidare ale sulfului în compuși.

Concluzie „Diapozitivul nr. 8”. Numai proprietăți de restaurare dezvăluie elementele găsite în cea mai scăzută stare de oxidare .

Doar proprietățile oxidante sunt prezentate de elementele găsite în cea mai mare stare de oxidare .

Atât proprietăți reducătoare, cât și proprietăți oxidante sunt prezentate de elementele care au stare intermediară de oxidare .

Exercita. Clasificarea acidului sulfuros (sulfuros este un acid dibazic, fără oxigen).

Aceasta înseamnă că acidul sulfuros formează două tipuri de săruri:

hidrosulfiți - săruri în care un singur atom de hidrogen este înlocuit cu un metal (NaHSO 3)

sulfiții sunt săruri în care ambii atomi de hidrogen sunt înlocuiți cu un metal (Na 2 SO 3).

IV. Temă pentru acasă
„Diapozitivul numărul 9” : § 23 (p. 134-140) ex. 1, 2, 5.

„Diapozitivul numărul 10”.

Literatură

Gabrielyan O.S. Chimie. Clasa a IX-a: educațională. pentru invatamantul general instituții / O.S. Gabrielyan. – Ed. a XIV-a, rev. – M.: Butarda, 2008. – 270, p. : bolnav.
Gabrielyan O.S. Carte de bord profesori. Chimie. Clasa a IX-a / O.S. Gabrielyan, I.G. Ostroumov. – M.: Butarda, 2002. – 400 p.
Glinka N.L. Chimie generală: Tutorial pentru universități / Ed. A.I. Ermakova. – ed. 30, corectat - M.: Integral-Press, 2008. - 728 p.
Gorkovenko M.Yu. Chimie. clasa a IX-a. Dezvoltarea lecției pentru manuale de O.S. Gabrielyan (M.: Dropia);
L.S. Guzeya și alții (M.: Buttard); G.E. Rudzitisa, F.G. Feldman (M.: Prosveshcheniye). – M.: „VAKO”, 2004, 368 p.