молекулярная формула SО 2 степень окисления серы (+4). Ковалентная полярная связь Молекулярная кристаллическая решетка. - презентация

1

2 молекулярная формула SО 2 степень окисления серы (+4). Ковалентная полярная связь Молекулярная кристаллическая решетка

3 1)S е S +4 Восстановитель O 2 +4 е 2O -2 Окислитель 2) S 0 -4 е S +4 Восстановитель O 2 +4 е 2O -2 Окислитель

4 сжигание серы или обжиг сульфидов, в основном пирита: 4FeS O 2 = 2Fe 2 O 3 + 8SO 2 ZnS + O 2 = ZnO + SO 2

5 воздействием сильных кислот на сульфиты и гидросульфиты. Образующаяся сернистая кислота- H 2 SO 3 сразу разлагается на SO 2 и H 2 O: Na 2 SO 3 + H 2 SO 4 = Na 2 SO 4 + H 2 SO 3 Также действием концентрированной серной кислоты на малоактивные металлы при нагревании Cu + 2H 2 SO 4 = CuSO 4 + SO 2 + 2H 2 O

6 Оксид серы (IV), или сернистый газ, при нормальных условиях представляет собой бесцветный газ с характерным резким запахом (запах загорающейся спички), более чем в 2 раза тяжелее воздуха, растворяется в воде. Ядовит. При охлаждении до -10°С сжижается в бесцветную жидкость. Растворяется в воде с образованием нестойкой сернистой кислоты, растворимость 11,5 г/100 г воды при 20 °C, снижается с ростом температуры. Растворяется также в этаноле, серной кислоте.

7

8 1. Кислотный оксид +Вода= Кислота SO 2 + H 2 O = H 2 SO 3 2. Кислотный оксид + Щелочь = Соль + Н 2 О SO 2 + 2KOH = K 2 SO 3 + H 2 O SO 2 + 2OH - = SO H 2 O 3. Основной оксид + Кислотный оксид = Соль CaO + SO 2 = CaSO 3

9 H 2 SО 3 H + + HSО 3 - HSО 3 - H + + SО 3 2- Это кислота средний силы, существует только в водных растворах. Она дает 2 типа солей: HSО 3 - SО 3 2- гидросульфиты сульфиты

10 Взаимодействие соли с сильной кислотой, при этом выделяется газ с резким запахом Na 2 SO 3 +H 2 SO 4 =Na 2 SO 4 +S0 2 +H 2 O 2NaHSO 3 +H 2 SO 4 =Na 2 SO 4 +2SO 2 +2H 2 O 2HSO H + =2SO 2 +2H 2 O

11 2H 2 S -2 + S +4 O 2 2H 2 O + 3S 0 S е S 0 Окислитель S е S 0 Восстановитель

12 2SO 2 + O 2 = 2SO 3 SO 2 + Br 2 + 2H 2 O = H 2 SO 4 + 2HBr 5 SO 2 + 2KMn SO 4 + 2H 2 O = 2H 2 SO 4 + 2Mn SO 4 + K 2 SO 4 S е S +6 Восстановитель

13 Серная кислота - бесцветная едкая тяжелая маслообразная жидкость без запаха, плотность 1,84 г/см 3, смешивается с водой в любых соотношениях. Эта кислота гигроскопична, то есть способна поглощать влагу из воздуха. Поэтому её используют для осушения газов, не реагирующих с нею, пропуская их через серную кислоту.

14

15 Едва ли найдется другое, искусственно добываемое, вещество, столь часто применяемое в технике, как серная кислота. Там, где техническая деятельность развита, там потребляется и много серной кислоты. Д.И.Менделеев

16 Вулкан Мутновский находится в 80 км от города Петропавловск- Камчатский. В нижней части кратера можно увидеть парогазовые струи, выходы которых обрамлены вулканической серой. Один из интереснейших кратеров вулкана - Голубое озеро, дно кратера которого заполнено кипящей жидкостью нежно-голубого цвета (серная кислота с водой). В СССР серная кислота была открыта академиком А.Е.Ферсманом в Каракумских песках.

17 В последнее время серная кислота стала чаще попадать в природу по вине человека в связи с авариями на производстве и транспортировке. Необычайной красоты кислотное озеро спрятано на 170 метровой глубине в одном из 3 кратеров хребта вулкана Малый Семячик. Озеро шириной 500 метров и глубиной 140 метров состоит из прогретого до 40 градусов раствора серной и соляной кислоты средней концентрации.

18 H 2 SO 4 Me x O y Me(OH) n Соль Соль + H 2 O Соль + Кислота Соль + H2 H2

19 Химические свойства серной кислоты 1. изменяет окраску индикаторов: l l метилоранж-розовая окраска лакмус-красная окраска 2. взаимодействует с металлами с выделением водорода Zn+H 2 SO 4 =ZnSO 4 +H 2 3. взаимодействует с основными оксидами CuO+H 2 SO 4 =СuSO 4 +H 2 O 4. взаимодействует с щелочами NaOH+H 2 SO 4 =NaHSO 4 +H 2 O 2KOH+H 2 SO 4 =K 2 SO 4 +H 2 O 5. взаимодействует с солями CaCO 3 + H 2 SO 4 =CaSO 4 +H 2 O+CO 2 Вывод: Разбавленная серная кислота проявляет свойства, характерные для всех кислот.

20 Ме(до Н) Ме (до H) Ме (после Н) H 2 SO 4 соль +H 2 S + H 2 O соль +SO 2 + H 2 O соль + Н 2 разбавь. конц. t°t°

21 В качестве электролита Производство искусственного шёлка Производство минеральных удобрений Производство эмали Производство лекарств Производство кислот