Презентация к уроку Элементы VI группы главной подгруппы 9 класс

Элементы VI группы главной подгруппы Халькогены Кислород O - голубой Сера S - желтый Селен Se – красный Теллур Te - коричневый

Строение и свойства атомов …nS2nP4 -строение внешнего энергетического уровня Количество электронов на внешнем энергетическом уровне постоянно Увеличивается число энергетических уровней Увеличивается радиус атома Увеличивается способность к отдаче электронов Уменьшаются неметаллические и окислительные свойства Увеличиваются металлические и восстановительные свойства Может проявлять степени окисления: S-2, S0, S+4, S+6

Благодаря этой рекламе сайт может продолжать свое существование, спасибо за просмотр.

Сера – простое вещество

Химические свойства Сера проявляет окислительные свойства при взаимодействии с металлами и водородом, а также с менее электроотрицательными неметаллами. Сера проявляет восстановительные свойства при взаимодействии с кислородом

Окислительные свойства серы При обычных условиях сера взаимодействует со всеми щелочными и щелочно-земельными металлами, медью, ртутью, серебром: Hg + S = HgS в -ль ок-ль Эта реакция лежит в основе удаления и обезвреживания ртути и называется демеркуризацией. С водородом сера взаимодействует при нагревании: H2 + S = H2S в – ль ок - ль

Восстановительные свойства серы При взаимодействии с простыми веществами S + O2 = SO2 При взаимодействии со сложными веществами: составьте уравнение взаимодействия серы с бертолетовой солью KClO3, зная, что в результате образуется хлорид калия и оксид серы (IV). Рассмотрите реакцию как окислительно– восстановительный процесс.

Сера в природе Самородная (S0) Сульфидная (S2-) FeS2. ZnS. PbS Сульфатная (SO42-) гипс, глауберова соль Выдающийся естествоиспытатель древности Плиний старший погиб в 70 г.н.э. при извержении вулкана. Его племянник в письме историку Тациту писал: «…Вдруг раздались раскаты грома, и от горного пламени покатились вниз черные серные пары. Все разбежались. Плиний упал и …задохся».

Применение серы Сера применялась в Древнем Египте уже за тысячи лет до н.э. для приготовления красок, для беления тканей, изготовления косметических средств, для лечения кожных заболеваний, в целях дезинфекции вещей и воздуха в помещениях. В наши дни это бумага и резина, эбонит и спички, ткани и лекарства, косметика и пластмассы, взрывчатка и краски, удобрения и ядохимикаты- это небольшой перечень того, что нуждается в сере для изготовления.

Соединения серы Сероводород и сульфиды Оксид серы (IV), сернистая кислота, ее соли (сульфиты) Оксид серы (VI), серная кислота, ее соли (сульфаты)

Сероводород и сульфиды H2S –бесцветный газ с резким запахом, очень ядовит, однако в небольших дозах проявляет лечебное действие (входит в состав лечебных минеральных вод Пятигорска, Мацесты, Серноводска) Образуется при гниении белка (постоянно образуется на дне Черного моря), содержится в вулканических газах. При растворении в воде образуется слабая сероводородная кислота, соли которой называются сульфидами. Сероводород горит: 2H2S +O2 = 2SO2 + 2S - в недостатке кислорода 2H2S + 3O2 = 2 H2O + 2SO2 - в избытке кислорода

Оксид серы (IV) SO2 – бесцветный газ с характерным резким запахом, проявляет типичные свойства кислотных оксидов, хорошо растворяется в воде, образуя слабую неустойчивую сернистую кислоту: H2O + SO2 H2SO3 Соли сернистой кислоты- сульфиты и гидросульфиты, используются для отбеливания тканей, бумаги, в качестве консервирующего средства при хранении овощей и фруктов Получение: Горение серы S + O2 = SO2 Полное сгорание сероводорода 2H2S + 3O2 = 2 H2O + 2SO2 Обжиг сульфидов ZnS + O2 = ZnO + SO2 Взаимодействие солей сернистой кислоты с сильными кислотами: Na2SO3 + 2HCL = 2NaCl + H2O + SO2

Оксид серы (VI) Оксид серы (VI) SО3 - ангидрид серной кислоты - бесцветная жидкость SО3 получают окислением SО2 только в присутствии катализатора 2SO2 + O2 2SO3 + Q SO3 – является типичным кислотным оксидом и проявляет все свойства, характерные для кислотных оксидов Оксид серы (VI) энергично соединяется с водой, образуя серную кислоту (маслянистая жидкость ):   SО3 + Н2О = Н2SО4.   SО3 очень хорошо растворяется в 100%-ной серной кислоте. Раствор SO3 в такой кислоте называется олеумом.

Серная кислота Н2SO4 - сильная двухосновная кислота. В воде она диссоциирует ступенчато, образуя гидросульфат- и сульфат- ионы:  Н2SO4 Н+ + НSO4-   НSO4- Н+ + SО42- Серная кислота принимает участие во всех реакциях, характерных для кислот. Н2SO4 разб. окисляет только металлы, стоящие в ряду активности до водорода, за счет ионов Н+1, например: Zn + Н2SО4(разб) = ZnSO4 + Н2↑, в реакциях с основаниями, щелочами и оксидами образует соли (сульфаты либо гидросульфаты). Из всех сульфатов наименьшей растворимостью обладает сульфат бария - именно поэтому его образование в виде белого осадка используют как качественную реакцию на сульфат-ион: Ва2+ + SO42- = ВаSО4↓.

Серная кислота концентрированная сильно по свойствам отличается от разбавленной: при взаимодействии с металлами H2 не выделяется, поскольку окислителем выступает S+6 При взаимодействии концентрированной серной кислоты с различными металлами, как правило, происходит ее восстановление до SО2, например: Zn + 2Н2SО4(конц) = ZnSО4 + SO2↑ + 2Н2О. Концентрированная серная кислота окисляет медь, серебро, углерод, фосфор:  2Аg + 2Н2SО4 = Аg2SО4 + SО2↑ + 2Н2О  2Р + 5Н2SО4 = 2Н3РО4 + 5SО2↑ + 2Н2О В качестве продуктов восстановления могут быть также: H2S, S0

Разбавление серной кислоты При разбавлении серной кислоты необходимо кислоту очень медленно вливать в воду, тщательно перемешивая

Применение серной кислоты Около трети всей серной кислоты используют для производства удобрений. Еще треть потребляет химическая промышленность при производстве синтетических моющих средств, пластмасс, фтороводорода и других реактивов. Серная кислота применяется также в производстве тканей и лекарственных препаратов.