Сероводород H 2 S Встречается в природе в водах некоторых минеральных источников, в вулканических газах, в попутных газах месторождения нефти. Бесцветный. - презентация

1

2 Сероводород H 2 S Встречается в природе в водах некоторых минеральных источников, в вулканических газах, в попутных газах месторождения нефти. Бесцветный газ с неприятным запахом тухлых яиц. Ядовит. В твердом состоянии существует в трех различных модификациях. Мало растворим в воде, водный раствор H 2 S - это слабая кислота.

3 Сероводород H 2 S Получают в промышленности - как побочный продукт при очистке нефти, природного и коксового газа. В лаборатории часто получают в аппарате Киппа при взаимодействии FeS c HCl.

4 Сероводород H 2 S Сероводород – сильный восстановитель. 1) горит голубоватым пламенем на воздухе: 2) при высокой температуре разлагается:

5 Сероводород H 2 S Сульфиды – средние соли сероводородной кислоты. Получение сульфидов: 1) взаимодействие металлов с серой при высокой температуре: Fe + S = FeS; 2) взаимодействие сводными растворами солей металлов: CuSO 4 + H 2 S = CuS + H 2 SO 4 ; 3) сульфиды подвергаются гидролизу:

6 Сероводород H 2 S 3) вступает в реакцию с галогенами: 4) серебро при взаимодействии с сероводородом темнеет: Сульфиды – средние соли сероводородной кислоты. Получение сульфидов: 1) взаимодействие металлов с серой при высокой температуре: Fe + S = FeS; 2) взаимодействие сводными растворами солей металлов: CuSO 4 + H 2 S = CuS + H 2 SO 4 ; 3) сульфиды подвергаются гидролизу:

7 Сероводород H 2 S Качественная реакция на сероводород и растворимые сульфиды - образование темно- коричневого (почти черного) осадка PbS: H 2 S + Pb(NO 3 ) 2 PbS + 2HNO 3 Na 2 S + Pb(NO 3 ) 2 PbS + 2NaNO 3

8 Оксид серы (I) S 2 O. Желтый газ, который может несколько часов сохраняться при комнатной температуре (в чистом и сухом сосуде) лишь под давлением не выше 40 мм. рт. ст. Сильное охлаждение превращает оранжево- красное твердое вещество.

9 Оксид серы (IV) SO 2 Бесцветный газ с удушливым запахом, легко превращаемый в жидкость. Ядовит. Хорошо растворим в воде. При растворении образуется полигидрат SO 2. nH 2 O кислотного характера. Получают сжиганием элементной серы или обжигом руды - пирита FeS 2.

10 Оксид серы (IV) SO 2 Получение 1) При сжигании серы в кислороде: S + O 2 SO 2 2) Окислением сульфидов: 4FeS O 2 2Fe 2 O 3 + 8SO 2 ­ 3) Обработкой солей сернистой кислоты минеральными кислотами: Na 2 SO 3 + 2HCl 2NaCl + SO 2 ­ + H 2 O 4) При окислении металлов концентрированной серной кислотой: Cu + 2H 2 SO 4 (конц) CuSO 4 + SO 2 ­ + 2H 2 O

11 Оксид серы (IV) SO 2 Химические свойства 1) Сернистый ангидрид - кислотный оксид. При растворении в воде образуется слабая и неустойчивая сернистая кислота H 2 SO 3 (существует только в водном растворе) 2) образует два ряда солей - средние (сульфиты) и кислые (бисульфиты, гидросульфиты). Ba(OH) 2 + SO 2 BaSO 3 (сульфит бария) + H 2 O Ba(OH) 2 + 2SO 2 Ba(HSO 3 ) 2 (гидросульфит бария)

12 Оксид серы (IV) SO 2 Химические свойства 3) Реакции окисления (S +4 – 2ē ® S +6 ) SO 2 + Br 2 + 2H 2 O H 2 SO 4 + 2HBr 5SO 2 + 2KMnO 4 + 2H 2 O K 2 SO 4 + 2MnSO 4 + 2H 2 SO 4 Водные растворы сульфитов щелочных металлов окисляются на воздухе: 2Na 2 SO 3 + O 2 2Na 2 SO 4 ; 2SO O 2 2SO ) Реакции восстановления (S ē ® S 0 ) SO 2 + С S + СO 2 SO 2 + 2H 2 S 3S + 2H 2 O

13 Оксид серы (VI) SO 3 Известен в трех модификациях: a, b, g. При конденсации паров SO 3 образуется бесцветные, прозрачные как лед кристаллы - это g-форма, которая при хранении переходит в b-форму, похожую на асбест. a- форма образуется при особых условиях. Из этих трех форм наиболее высоким давлением пара обладает g-форма. Полученный серный ангидрид может быть твердым или частично жидким. Жадно соединяясь с водой, дымит на воздухе. В воде он растворяется с образованием серной кислоты.

14 Оксид серы (VI) SO 3 Получение 1) 2SO 2 + O 2 2SO 3 2) Fe 2 (SO 4 ) 3 Fe 2 O 3 + 3SO 3 ­

15 Оксид серы (VI) SO 3 Химические свойства 1) Серный ангидрид - кислотный оксид. При растворении в воде дает сильную двухосновную серную кислоту: SO 3 + H 2 O H 2 SO 4 H 2 SO 4 образует два ряда солей - средние (сульфаты) и кислые (гидросульфаты): 2NaOH + SO 3 Na 2 SO 4 + H 2 O NaOH + SO 3 NaHSO 4 2) SO 3 - сильный окислитель.

16 Сернистая кислота H 2 SO 3. Двухосновная кислота средней силы. Неустойчива. В свободном состоянии не выделена.

17 Сернистая кислота H 2 SO Сернистая кислота взаимодействует с раствором йода, обесцвечивая его. При этом образуются йодоводородная и серная кислоты. H 2 SO 3 + I 2 + H 2 O = H 2 SO 4 + 2НI 2. Как и все кислоты, сернистая кислота меняет цвет растворов индикаторов. Метиловый оранжевый в растворе кислоты становится красным. 3. Качественной реакцией на соли сернистой кислоты является взаимодействие соли с сильной кислотой, при этом выделяется газ SO 2 с резким запахом: Na 2 SO 3 + 2HCl 2NaCl + SO 2 + H 2 O

18 Серная кислота H 2 SO 4. Безводная серная кислота - бесцветная маслянистая жидкость, без запаха. Концентрированная серная кислота вызывает ожоги кожи. Серная кислота может быть различной чистоты и концентрации. Растворение в воде сопровождается выделением большого количества тепла и уменьшением объема.

19 Серная кислота H 2 SO 4. Производство серной кислоты 1-я стадия. Печь для обжига колчедана. 4FeS O 2 2Fe 2 O 3 + 8SO 2 + Q Процесс гетерогенный: 1) измельчение железного колчедана (пирита) 2) метод "кипящего слоя" 3) 800°С; отвод лишнего тепла 4) увеличение концентрации кислорода в воздухе

20 Серная кислота H 2 SO 4. Производство серной кислоты 2-я стадия. После очистки, осушки и теплообмена сернистый газ поступает в контактный аппарат, где окисляется в серный ангидрид (450°С – 500°С; катализатор V 2 O 5 ): 2SO 2 + O 2 2SO 3 3-я стадия. Поглотительная башня: nSO 3 + H 2 SO 4 (конц) (H 2 SO 4 nSO 3 )(олеум)

21 Серная кислота H 2 SO 4. Химические свойства H 2 SO 4 - сильная двухосновная кислота 1) Взаимодействие с металлами (водород НЕ выделяется!): a) разаавленная серная кислота растворяет только металлы, стоящие в ряду напряжений левее водорода: Zn + H 2 SO 4 (раза) ZnSO 4 + H 2 O­ b) концентрированная H 2 +6 SO 4 – сильный окислитель; при взаимодействии с металлами (кроме Au, Pt) может восстанавливаться до SO 2, S 0 или H 2 S (без нагревания не реагируют также Fe, Al, Cr ): 2Ag + 2H 2 SO 4 Ag 2 SO 4 + SO 2 ­ + 2H 2 O 8Na + 5H 2 SO 4 4Na 2 SO 4 + H 2 S­ + 4H 2 O

22 Серная кислота H 2 SO 4. 2) концентрированная H 2 SO 4 реагирует при нагревании с некоторыми неметаллами за счет своих сильных окислительных свойств, превращаясь в соединения серы более низкой степени окисления, (например, SO 2 ): С + 2H 2 SO 4 (конц) CO 2 ­ + 2SO 2 + 2H 2 O S + 2H 2 SO 4 (конц) 3SO 2 + 2H 2 O 2P + 5H 2 SO 4 (конц) 5SO 2 + 2H 3 PO 4 + 2H 2 O 3) с основными оксидами: CuO + H 2 SO 4 CuSO 4 + H 2 O

23 Серная кислота H 2 SO 4. 4) с гидроксидами: H 2 SO 4 + 2NaOH Na 2 SO 4 + 2H 2 O H 2 SO 4 + Cu(OH) 2 CuSO 4 + 2H 2 O 5) обменные реакции с солями: BaCl 2 + H 2 SO 4 BaSO 4 + 2HCl Ba 2+ + SO 4 2- BaSO 4 Образование белого осадка BaSO 4 (нерастворимого в кислотах) используется для идентификации серной кислоты и растворимых сульфатов.