Презентация "Сероводород"

Сероводород. Сульфиды

Учитель химии

Рустамова Аксана Теймуровна

Цели урока: Научить устанавливать зависимость физических свойств от вида химической связи и типа кристаллической решетки. Сформировать знания о химических свойствах сероводорода, сульфидов

Задачи урока:

Образовательные:

– Закрепить знания учащихся по пройденной теме: аллотропия серы, физические и химические свойства, применение серы, нахождение в природе. – Рассмотреть свойства соединения серы-сероводорода и её солей. – Рассмотреть влияние сероводорода на окружающую среду и здоровье человека.

Развивающие:

– уметь составлять уравнения реакций в молекулярном виде и с точки зрения окислительно-восстановительных процессов

Воспитательные:

– Нравственное и эстетическое воспитание учащихся к окружающей среде

Сероводород в природе

Входит в состав вулканических газов. Образуется при гниении белков. Встречается в минеральных источниках (Мацеста, Пятигорск, Кавказ).

Строение молекулы

Физические свойства

Газ, без цвета, с запахом тухлых яиц, ядовит (в больших концентрациях без запаха), тяжелее воздуха, растворим в воде (в 1V H 2 O растворяется 2,4V H 2 S при н.у.); t°пл = -86°C; t°кип = -60°С.

Ядовит! Способен взаимодействовать с железом, входящим в гемоглобин крови.

Работать с сероводородом в вытяжном шкафу и герметичных приборах!

Влияние сероводорода на организм

Очень ядовит. Даже один вздох чистого сероводорода ведет к потере сознания из-за паралича дыхательного центра.

Его коварство заключается в том, что после легкого отравления его запах перестает ощущаться.

От сероводорода, выделяющегося при извержении Везувия, погиб в 79 г. до н.э. естествоиспытатель Плиний Старший.

Получение сероводорода в лаборатории

1) H 2   + S → H 2 S↑

2) FeS + 2HCl → H 2 S↑ + FeCl 2

cульфид железа (II)

Химические свойства сероводорода

1) Горение сероводорода.

Полное сгорание (при избытке O 2 )

2H 2 S -2  + 3O 2  → 2S +4 O 2  + 2H 2 O

Неполное сгорание (недостаток O 2 )

2H 2 S -2  + O 2  → 2S 0  + 2H 2 O

2) Восстановительные свойства (с галогенами, солями, кислородом, кислотами).

H 2 S -2  + Br 2  → S 0  + 2HBr

H 2 S -2  + 2FeCl 3  → 2FeCl 2  + S 0  + 2HCl

.

3) Взаимодействие с водой.

Раствор H 2 S в воде – слабая двухосновная кислота (сероводородная кислота)  

  Диссоциация происходит в две ступени:

I ст. H 2 S⇄ H +  + HS -  (гидросульфид - ион)

II ст. HS -  ⇄ H +  + S 2-  (сульфид-ион) 

Средние соли(сульфиды): Na 2 S – сульфид натрия

CaS – сульфид кальция

Кислые соли(гидросульфиды):

NaHS – гидросульфид натрия

Ca(HS) 2  – гидросульфид кальция

.

4) Кислотные свойства.

   Взаимодействует с основаниями: 

H 2 S + 2NaOH изб. → Na 2 S + 2H 2 O

H 2 S  изб. + NaOH →  NaHS  + H 2 O

сульфид натрия

гидросульфид натрия

.

5) Качественная реакция на сероводородную кислоту и сульфиды.

Н 2 S + Pb(NO 3 ) 2  → PbS↓ + 2HNO 3

Pb 2+  + S 2-  → PbS↓ 

черный

H 2 S + Cu(NO 3 ) 2  → CuS↓ + 2HNO 3

Сu 2+  + S 2-  → CuS↓

черный

.

Многие сульфиды окрашены и нерастворимы в воде: PbS – черный, CdS – желтый, ZnS – белый, MnS – розовый, CuS – черный, NiS – черный.

.

Применение сероводорода

Сероводород из-за своей токсичности находит ограниченное применение.

• В медицине - в составе природных и искусственных сероводородных ванн (нормализует работу сердца и нервной системы, артериальное давление, используют при кожных заболеваниях.
• Сероводород применяют для получения серной кислоты, серы, сульфидов.

Закрепление материала

Задание №1 Напишите уравнения реакций, с помощью которых можно осуществить следующие превращения: Cu →CuS →H 2 S →SO 2 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.

Домашнее задание:

§19 упр.4,

Творческое задание: найдите ответ, почему картины старых мастеров со временем темнеют и теряют первоначальную яркость и красоту, а также каким способом реставраторы обновляют эти картины.