Презентація уроку на тему "Оксиген, Сульфур та їх сполуки"

ОКСИГЕН, СУЛЬФУР ТА ЇХ СПОЛУКИ.

ОДЕСЬКИЙ АВТОМОБІЛЬНО – ДОРОЖНИЙ КОЛЕДЖ

Автор А.А.ЗАЛЕВСЬКА

O Оксиген

На нашій планеті більш за все кисню,

необхідного для дихання всіх живих організмів.

Він складається з атомів Оксигену.

АЛОТРОПНІ МОДИФІКАЦІЇ ОКСИГЕНУ

Оксиген може утворювати дві прості речовини – кисень О 2 та озон О 3 .

Це - алотропні модифікації, або видозміни Оксигену.

ПОШИРЕННЯ У ПРИРОДІ

ВЛАСТИВОСТІ АЛОТРОПНИХ МОДИФІКАЦІЙ

Одержання алотропних модифікацій Оксигену.

Кисень утворюється в результаті розкладання:

• деяких солей: 2КМ n О 4 = К 2 МnO 4 +МnО 2 +О 2 ↑

• пероксидів: 2Н 2 О 2 =2Н 2 О+О 2 ↑

• оксидів важких металів

Озон утворюється із звичайного кисню під дією електричного розряду (розряд блискавки, робота

електротрансформаторів) або ультрафіолетового

випромінювання (сонячне світло, робота ксерокса), О 2 +О ↔ О 3

а також у процесах, що супроводжуються виділенням атомарного кисню (розклад пероксидів).

Характеристика елементу Оксигену

Порядковий номер — 8.

Відносна атомна маса — 16.

+8, 8е, 8р, 8 n

розташований в 2-му періоді, VI групі ПСХЕ ﴿ ﴿

2 6

Електронна конфігурація атома Оксигену:

1 S 2 2 S 2 2 Р 4

В атомі Оксигену два неспарені електрони, отже, він двовалентний. В Оксигену висока електронега тивність, тому у сполуках для нього характерний ступінь окиснення -2 , окрім сполук із Флуором (ступінь окиснення +1 і +2 ) і пероксидів (ступінь окиснення -1 ).

ХІМІЧНІ ВЛАСТИВОСТІ КИСНЮ:

Кисень - силь ний окисник.

1) Взаємодія з металами: 2Ва+ О 2 =2ВаО

2) Взаємодія з неметалами: 4Р + 5О 2 =2Р 2 О 5

3) Горіння складних речовин: СН 4 +2О 2 =СО 2 + 2Н 2 О

• Окиснення складних речовин (цей процес не відноситься до горіння):

4 F е(ОН) 2 +О 2 +2Н 2 О = 4Fе(ОН) 3

+б

АЛОТРОПНІ МОДИФІКАЦІЇ СУЛЬФУРУ

Характеристика елементу Сульфуру

Порядковий номер — 16. Відносна атомна маса — 32.

+16, 16е, 16р, 16 n

Сульфур розташований в 3 періоді, VI групі ПСХЕ ﴿ ﴿ ﴿

2 8 6

Електронна конфігурація атома Сульфуру:

1S 2 2S 2 2р 6 3S 2 3р 4

З урахуванням можливості переходу електронів з S- та Р-підрівнів на вільний d - підрівень для Сульфуру у сполуках характерні ступені окиснення -2, +4, +6, рідше

+2.

ХІМІЧНІ ВЛАСТИВОСТІ СІРКИ:

1) При взаємодії з неметалами сірка виявляє окисні і відновлювальні властивості.

• Із простими речовинами, утвореними більш електронегативними елементами (Оксигеном, Флуором, Хлором, Бромом), сірка виступає в ролі відновника:

S + О 2 =SО 2 ↑ — сульфур(І V ) оксид

• Із простими речовинами, утвореними менш електронегативними елементами, сірка виступає в ролі окисника:

С + 2 S = СS 2 — карбон( VI ) сульфід

Бінарні сполуки сірки, у яких вона виявляє ступінь окиснення -2, називають сульфідами.

1)Н 2 + S = Н 2 S↑ — гідроген сульфід (сірководень)

2) Взаємодія з металами.

2Zn + S = 2ZnS — цинк сульфід

Fе + S = FеS — ферум(ІІ) сульфід

Усі сульфіди, крім НgS, утворюються при нагріванні.

Із ртуттю сірка взаємодіє вже при кімнатній температурі: Нg+S = НgS — меркурій( II ) сульфід

Ця властивість використовується для видалення розлитої ртуті, випаровування якої дуже токсичні.

Застосування кисню і сірки.

Кисень використовується для інтенсифікації процесів горіння (наприклад, при виплавці сталі), підвищення температури горіння (при зварюванні), як окисник в інших реакціях, у медицині (киснева подушка).

Озон має дезинфікуючу та відбілюючу дію. Головне застосування озону — знезаражування водопровідної води.

Сірка застосовується для одержання сульфатної кислоти, вулканізації каучуку, боротьби із сільськогосподарськими шкідниками, одержання сірників, пороху. У медицині виготовляють сірчані мазі для лікування шкірних хвороб.

СПОЛУКИ СУЛЬФУРУ ТА ОКСИГЕНУ

Сульфур(ІV) оксид SО 2 - (сірчистий газ, сірчистий ангідрид, сульфур діоксид) — безбарвний газ із різким запахом, скраплюється при -10 °С . Негорючий, легко розчиняється у воді. Водний розчин SО 2 називають сульфідною кислотою - Н 2 SО 3.

Сульфур(VІ) оксид SО 3

- ( сульфур три оксид)

У температурному інтервалі від 400 до 700 °С розкладається на сульфур(ІV) оксид і к исень: 2 S О 3 →2SО 2 ↑+О 2 ↑

Як типовий кислотний оксид, взаємодіє: • з оксидами, утвореними металами: СаО + SО 3 =СаSО 4

• з основами: Bа(ОH) 2 + SО 3 =BаSО 4 ↓+Н 2 О

• з водою утворює відповідну кислоту: SО 3 +Н 2 О= Н 2 SО 4

Застосування сульфур(VІ) оксиду.

Сульфур(VІ) оксид застосовується в основному у виробництві сульфатної кислоти; у лабораторії як водовід'ємний засіб.

Сульфатна кислота. Сульфати. Якісна реакція на сульфат-йон

Фізичні властивості сульфатної кислоти.

Сульфатна кислота Н 2 SО 4 — важка безбарвна масляниста рідина (стара назва сульфатної кислоти — купоросна олія). При звичайній температурі вона не летюча і не має запаху. Безводна сульфатна кислота не проводить електричний струм. Дуже гігроскопічна. Поглинає вологу з виділенням великої кількості теплоти, тому до концентрованої кислоти не можна доливати воду — відбудеться розбризкування кислоти.

Сульфатну кислоту потрібно доливати невеликими порціями до води.

Сульфатна кислота — їдка рідина: при потраплянні на шкіру чи одяг її необхідно змити великою кількістю води і нейтралізувати розчином соди.

Хімічні властивості розведеної сульфатної кислоти.

Сульфатна кислота як двоосновна кислота утворює два ряди солей: кислі — гідрогенсульфати (утворюються при надлишку кислоти) і середні — сульфати.

1) Ступенева дисоціація:

Н 2 SО 4 = H + +НSО 4 - ; 2НSО 4 - = 2H + +SО4 2-

2) Взаємодія з розчинними і нерозчинними основами (реакція нейтралізації). При цьому утворюються гідрогенсульфати :

NaОН + Н 2 SО 4 = NаНSО 4 + Н 2 О натрій гідро ген сульфат

або сульфати :

2NаОН + Н 2 SО 4 = Nа 2 SО 4 +2Н 2 О натрій сульфат

3) Взаємодія з металами, що знаходяться в електрохімічному ряді напруг до водню:

Н 2 S О 4 + Zn= ZnSО 4 + Н 2 ↑

4) Взаємодія з оксидами металів:

СаО + Н 2 SО 4 = СаSО 4 + Н 2 О

5) Взаємодія із солями, утвореними більш слабкими або летючими кислотами:

СаСО 3 + Н 2 SО 4 = СаSО 4 + Н 2 О + СО 2 ↑

Якісною реакцією на сульфат-йон SО 4 2- є іони барію Ва 2+

Ва 2 + + SО 4 2- →Ва SО 4 ↓

Утворюється білий осад барій сульфату.

Хімічні властивості концентрованої сульфатної

кислоти.

1) Взаємодія з металами. Концентрована сульфатна кислота при нагріванні реагує з багатьма металами, у тому числі тими, що стоять в електрохімічному ряді напруг після водн я. При цьому виділяється не водень, а сульфур(VІ) оксид (з менш активними металами), сірка (з металами середньої активності) або сірководень (з активними металами):

Сu + 2Н 2 S О 4 = СuSО 4 + SО 2 ↑ + 2Н 2 О

4Н 2 SО 4 (конц) + 3Zn = 3ZnSО 4 + S + 4Н 2 О

5Н 2 SО 4 + 4Са = 4СаSО 4 + Н 2 S ↑ +4Н 2 О

Алюміній, залізо і хром пасивуються концентрованою сульфатною кислотою на холоді, при нагріванні реагують з нею.

• Безводна сульфатна кислота розчиняє до 70 % сульфур( V І) оксиду, при цьому утворюється олеум.
• При нагріванні відщеплює сульфур( V І) оксид сірки доти, поки не утвориться розчин з масовою часткою сульфатної кислоти 98,3%: Н 2 S О 4 =Н 2 О + S О 3
• Обвуглює органічні речовини — цукор, папір, дерево.
• Як сильна , нелетка кислота, витискує інші кислоти з їхніх сухих солей

Одержання сульфатної кислоти. Найбільше значення має контактний спосіб одержання сульфатної кислоти. Процес складається з трьох стадій.

1) Одержання сульфур(ІV) оксиду. Сировиною є сульфурвмісні руди, сірка, сірководень:

4 F еS 2 +11O 2 =2Fе 2 О 3 +8SО 2

S + О 2 =SО 2 ; 2Н 2 S + ЗО 2 =2SО 2 +2Н 2 О

2) Окиснення сульфур(ІV) оксиду в сульфур(VІ) оксид: 2SО 2 + О 2 = 2SО 3 (реакція йде під тиском, при підвищеній температурі й у присутності каталізаторів).

3) Одержання сульфатної кислоти. При цьому сульфур( V І) оксид поглинають розведеною сульфатною кислотою, одержуючи олеум, який потім розбавляють до потрібної концентрації:

SО 3 + Н 2 SО 4 = Н 2 S 2 О 7