УРОК № 26
Тема: «Сероводород. Сероводородная кислота и её соли »
Химия: 9 класс
Цели урока:
– Рассмотреть состав, строение и свойства сероводорода.
- Научиться писать уравнения реакций, характеризующие свойства сероводорода и качественные реакции на сульфиды.
– Рассмотреть влияние сероводорода на окружающую среду и здоровье человека.
– Бережное отношение учащихся к окружающей среде и своему здоровью.
- Воспитание умения работать в парах при самоанализе контрольных срезов, тестов .
Тип урока: изучение новой темы.
Оборудование и средства: мультимедийный экран , персональный компьютер , учебник
Ход урока
I Организационный момент (2 мин.)
Приветствие
Здравствуйте, ребята!
II Повторение ранее изученного материала. Проверка домашнего задания
(10 мин.)
Давайте вспомним, что мы изучали на прошлом уроке.
Слайд №1
III Изучение нового материала (30 мин.)
1. Нахождение в природе
Слайд №4
Сероводород достаточно часто встречается в природе.
Сероводород встречается всюду, где происходит разложение и гниение растительных и, особенно, животных останков, под действием микроорганизмов.
Некоторые фотосинтезирующие бактерии, например зеленые серные бактерии, для которых сероводород – питательное вещество, выделяют элементарную серу – продукт окисления сероводорода.
В нашей стране сероводород встречается на Кавказе в серных минеральных источниках. Вблизи Минеральных Вод есть единственный в России и в мире уникальный по химическому составу сероводородный источник, вернувший здоровье многим людям. (Известны курорты г. Пятигорск, Ессентуки
Сероводород встречается в составе вулканических газов.
В растворенном состоянии поддерживается в водах Черного моря.
Влияние сероводорода на организм:
Сероводород не только скверно пахнет, он еще и чрезвычайно ядовит. При вдыхании этого газа в большом количестве быстро наступает паралич дыхательных нервов, и тогда человек перестает ощущать запах – в этом и заключается смертельная опасность сероводорода.
Насчитывается множество случаев отравления вредным газом, когда пострадавшими были рабочие, на ремонте трубопроводов. Этот газ тяжелее, поэтому он накапливается в ямах, колодцах, откуда быстро выбраться не так-то прост
Сероводород H2S - при обычных условиях бесцветный газ с неприятным запахом (тухлых яиц), немного тяжелее воздуха. При вдыхании сероводород связывается с гемоглобином крови и препятствует переносу кислорода, поэтому очень ядовит.
Сероводород образуется при гниение белковых продуктов. Он содержится в вулканических газах, постоянно выделяется на дне Чёрного моря и скапливается в нижних слоях воды. Входит в состав некоторых минеральных вод.
В воде сероводород растворяется умеренно - при комнатной температуре в 1 объёме воды растворяется примерно 2,5 объёма сероводорода.
В окислительно-восстановительных реакциях сероводород проявляет сильные восстановительные свойства за счёт атомов серы S−2.
Он легко сгорает в кислороде или на воздухе с образованием серы или оксида серы(IV) :
2H2S+O2=2H2O+2S↓
2H2S+3O2=2H2O+2SO2
Сероводородная кислота
Раствор сероводорода в воде называется сероводородной кислотой . Это слабая двухосновная кислота. Ей характерны общие свойства кислот: H2S+2KOH=K2S+2H2O
Сероводородная кислота вступает в реакции обмена с некоторыми солями, если образуются нерастворимые сульфиды:
H2S+CuCl2=CuS↓+2HCl .
2. Получение сероводорода (см. в учебнике)
Слайд №5
Сероводород получают:
В лабораторных условиях при взаимодействии сульфида железа (II ) с соляной кислотой H 2 SO 4
FeS + H 2 SO 4 = Fe SO 4 + H 2 S
Пропуская водород над расплавленной серой
H 2 + S = H 2 S
Взаимодействие сульфида алюминия с водой (наиболее чистый сероводород)
Al 2 S 3 + 6H 2 O = 2Al(OH) 3 ↓ + 3H 2 S
При нагревании смеси парафина и серы
C 20 H 42 + 21 S = 21 H 2 S + 20 C
Однажды на лекции демонстрировали опыт: плавление серы в пробирке. Вдруг все почувствовали отвратительный запах. Лекция была сорвана. Все оказалось просто: в пробирку с серой попали кусочки парафина с пробковой крышки склянки, в которой хранился порошок серы. При нагревании этой смеси выделился сероводород.
Если нагрев прекратить, то реакция останавливается и сероводород не выделяется. Этот факт удобно использовать в учебных лабораториях.
А сейчас мы проведем небольшую физкультминутку.
3 Строение сероводорода
Слайд №6
Давайте рассмотрим строение сероводорода (вид химической связи, тип кристаллической решетки).
Вы знаете, что от состав и строения зависят свойства веществ.
Какие физические свойства вы предполагаете, исходя из строения (МКР)?
Это:
Слайд №7
Газ;
С низкой температурой плавления (-82 0 С) и температурой кипения (-60 0 С);
Бесцветный;
С запахом тухлых яиц и сладковатым вкусом;
Мало растворим в воде (хорошо растворяется в спирте);
(в 1 объеме воды растворяется 2,4 объема сероводорода)
(Этот раствор называют сероводородной водой или сероводородной кислотой)
Тяжелее воздуха;
ЯДОВИТ!
Даже один вдох чистого сероводорода ведет к потере сознания из-за паралича дыхательного центра. Сероводород способен взаимодействовать с ионами железа, входящими в гемоглобин крови.
Химические свойства сероводорода : в сероводороде (Н 2 S ) сера находится в своей низшей степени окисления (-2), а, следовательно, проявляет сильные восстановительные свойства:
1) Н 2 S + O 2 (недостаток) → S + H 2 O Для всех шести схем
2) Н 2 S + O 2 (избыток) → SO 2 + H 2 O составьте электр.баланс
3) Н 2 S + HNO 3(конц.) → S + NO 2 + H 2 O и уравняйте их методом
4) Н 2 S + Cl 2 → S + HCl эл . баланса !
5) Н 2 S + FeCl 3 → FeCl 2 + HCl + S
6) Н 2 S + KMnO 4 + H 2 SO 4 → S + MnSO 4 + K 2 SO 4 + H 2 O
Сероводородная кислота - это раствор сероводорода в воде. Эта кислота двухосновная, бескислородная, слабая, летучая.
Химические свойства сероводородной кислоты:
а) горит голубоватым пламенем (при температуре 250 0 – 300 0 С)
2 H 2 S -2 + 3 O 2 0 = 2 S +4 O 2 + 2 H 2 O
(краткий разбор ОВР)
б) при недостатке кислорода
2 H 2 S + O 2 = 2 S 0 ↓+ 2 H 2 O
(восстановитель)
1) в водном растворе диссоциирует на ионы ступенчато:
(составьте уравнения диссоциации!)
2) взаимодействует с металлами, стоящими в ряду активности до водорода:
Н 2 S + Са →
3) взаимодействует с основными оксидами:
Н 2 S + МgО →
4) взаимодействует со щелочами, образуя кислые соли(гидросульфиды) и средние соли (сульфиды): Н 2 S + КОН →
Н 2 S + 2 КОН →
5) взаимодействует с солями (если ↓):
Н 2 S +CuSO 4 →
Качественной реакцией на сероводородную кислоту и ее растворимые соли (сульфиды) является взаимодействие с растворимыми солями свинца, при этом образуется осадок черного цвета:
Na 2 S + Pb ( NO 3 ) 2 →
Допишите уравнения химических реакций, назовите продукты реакций, для последней (качественной реакции) составьте ионные уравнения!
Диссоциация проходит в две ступени:
I H 2 S → H + + HS - (образуется гидросульфид-ион)
II HS - ↔ H + + S 2- (по второй ступени диссоциация практически не протекает)
Сероводородная кислота образует два ряда солей - средние (сульфиды) и кислые (гидросульфиды):
Na2S – сульфид натрия;
CaS – сульфид кальция;
NaHS – гидросульфид натрия;
Ca(HS)2 – гидросульфид кальция.
УХР с основными оксидами и солями записать дома.
Предложите реакция для обнаружения сульфид-аниона S 2-
Проведите лабораторный опыт в подтверждение
Запишите УХР в молекулярном и ионном виде.
Многие сульфиды нерастворимы в воде и окрашены:
- PbS – черный цвет;
- CuS – черный цвет;
- AgS – черный цвет (изделия из серебра при длительном хранении в присутствии сероводорода в воздухе чернеют);
- ZnS – белый цвет;
- MgS – розовый цвет.
Сероводород и сероводородная кислота используются в аналитической химии для осаждения тяжелых металлов.
Давайте вернемся к нашей проблеме.
Полезен или вреден сероводород?
5 Применение сероводорода
Сероводород из-за своей токсичности находит ограниченное применение.
- В аналитической химии сероводород и сероводородная вода используются как реагенты для осаждения тяжёлых металлов, сульфиды которых очень слабо растворимы.
- В медицине - в составе природных и искусственных сероводородных ванн, а также в составе некоторых минеральных вод.
- Сероводород применяют для получения серной кислоты, элементной серы, сульфидов.
- Окрашенные сульфиды служат основой для изготовления красок. Они же используются в аналитической химии.
- Сульфиды калия, стронция и бария используются в кожевенном деле для удаления шерсти со шкур перед их выделкой.
- В последние годы рассматривается возможность использования сероводорода, накопленного в глубинах Чёрного моря, в качестве энергетического (сероводородная энергетика) и химического сырья
Все ли теперь понятно о загадке сероводорода?
Высказывания учащихся
Почему сероводород не накапливается в больших количествах в природе?
(он окисляется кислородом воздуха до серы элементарной)
6 Заключительная часть (3 мин.)
ЗАДАНИЯ ДЛЯ ЗАКРЕПЛЕНИЯ
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.
Задание №3
Запишите уравнение химической реакции сероводорода с раствором нитрата свинца (II) в молекулярном, полном и кратком ионном виде. Отметьте признаки этой реакции, является ли реакция обратимой?
Задание №4
Сероводород пропустили через 18%-ый раствор сульфата меди (II) массой 200 г. Вычислите массу осадка, выпавшего в результате этой реакции.
Задание №5
Определите объём сероводорода (н.у.), образовавшегося при взаимодействии соляной кислоты с 25% - ым раствором сульфида железа (II) массой 2 кг?Что нового для себя мы узнали на уроке?
Что практически можно применить в жизни?
Ответы учащихся
Домашнее задание: §11, упр. 2, 3 стр. 34
Если о говорят, что он слаб, значит, пришла болезнь, или голод, в общем, невзгоды. В химии все иначе. Рассмотрим слабую сероводородную . Слаба она не потому, что готова распасться, погибнуть а, напротив, из-за нежелания диссоциировать.
Так именуют процесс растворения в воде, разделения на ион гидроксония и анион . Сероводородная диссоциирует всего на 0,011%, причем, в две стадии. На первой из них степень распада не превышает 0,005%.
Так что, является вполне стойкой, «держит удар». Однако, это по человеческим меркам. В химии все иначе. Погрузимся в ее мир, продолжив изучение свойств сероводородной .
Свойства сероводородной кислоты
Стойкость героини относительна. Не желая до конца растворяться в воде, соединение распадается под действием кислорода. Он окисляет сероводородную кислоту. Формула ее выглядит так: — Н 2 S. Н в ней – , S – . Так вот, последний при окислении «вырывается» из формулы. Соединение распадается.
По сути, сероводородная кислота является водным раствором газа. Сероводород известен запахом тухлых яиц и ядовитостью. у вещества нет. Нет и у индикаторных бумажек, побывавших в сероводородной кислоте. Свойство это – еще один указатель на слабость соединения. Сильные окрашивают лакмус в тона.
Характеристика сероводородной кислоты сводится не только к медленному растворению в воде. Прочие реакции с героиней статьи тоже проходят неторопливо. Применительно к человеческому характеру, это, скорее, лень, чем слабость.
С металлами, к примеру, сероводородный раствор реагирует нехотя. Объяснение тому – малая концентрация положительных ионов водорода. Их дефицит связан с малой степенью диссоциации .
Из металлов героиня статьи взаимодействует лишь с теми, которые в ряду напряжения стоят до Н 2 . Такие элементы способны вытеснять водород из раствора. Взаимодействие может привести к образованию соли сероводородной кислоты .
Она полностью нерастворима в воде. Реплика касается сульфидов. Это один из типов , образуемых при участии сероводородного соединения. Второй тип – гидросульфиды. Они образуются в ходе реакции с щелочными и щелочноземельными , растворимы.
Вступая во взаимодействие со щелочноземельными металлами, сероводородная реагирует и со щелочами. Героиня статьи выступает восстановителем, то есть, отдает электроны. Получается, свойства соединения типичны для слабого типа.
Неоднозначно другое. Являясь раствором ядовитого сероводорода, героиня статьи опасна лишь относительно. За счет малой концентрации исходного вещества, становится лекарством. Где и как его применяют, расскажем в следующей главе.
Применение сероводородной кислоты
Диссоциация сероводородной кислоты до раствора насыщенностью в тысячные процента позволяет использовать соединение для лечебных . Их, как правило, организуют на местах выхода подземных вод, содержащих сероводород. Запах тухлых яиц терпят ради избавления от кожных недугов, реабилитации системы, лечения бессонницы.
Ванны с сероводородной улучшают кровоток, а значит, благотворно влияют на весь организм. Быстрее передвигаясь по сосудам, кровь не застаивается, оперативнее снабжает органы необходимыми им элементами. Ускоряется обмен веществ, приводя к очищению от шлаков. На общий эффект омоложения.
«На лицо» употреблено в прямом значении. Косметологи применяют раствор сероводорода для лифтинг-процедур. Кроме подтяжки , можно избавиться от целлюлита и угревой сыпи. Локальное нанесение раствора имеет меньше противопоказаний, чем ванны.
Медики замечают, что ванны с сероводородом не принимают в домашних условиях и, вообще, закрытых помещениях. Концентрация паров, исходящих от воды, может превысить допустимые .
В санаториях бассейны стараются расположить под открытым небом. Источники горячие. Поэтому, купаться в них приятно даже зимой. Ряд сероводородных курортов есть, к примеру, вблизи города Северобайкальск.
Врачи, курирующие постояльцев, рекомендуют героиню статьи еще и в качестве лекарства от недугов мочеполовой системы. Правда, беременным и кормящим процедуры противопоказаны. Зато, тем, кто хочет стать родителем, ванны с сероводородом не повредят.
На западе страны сероводород образуется вдоль шельфа Черного моря. Правда, там соединение образуется на глубине около 150-ти метров, выходя пузырьками на мелководье.
Если временные процедуры в атмосфере газа приемлемы, то длительное вдыхание сероводорода ведет к угасанию способности чувствовать запахи. Это итог паралича обонятельного нерва.
Как распознать сероводородную кислоту в воздухе при малой концентрации, в отсутствии явного запаха? Поможет лишь . Она тоже ядовита, но, иначе никак. В реактиве смачивают . В атмосфере с содержанием сероводорода хотя бы в 0,0000001% лист покроется налетом.
Получение сероводородной кислоты
Раз является раствором сероводорода, стоит задаться вопросом его получения. Популярен способ использования и сульфида . В качестве последнего берут природные минералы. Сульфидов в недрах планеты несколько. Самый известный, пожалуй, . Его формула: — FeS 2 .
Реакция между сульфидом и бурная, с активным выделением газа. Соответственно, взаимодействие проводят в изолированных помещениях, используя защитные и одежды.
Промышленники чаще идут другим путем. Сероводород – побочный продукт многих производств. Остается лишь вытянуть вещество из промышленных газов, очистка которых, все равно, прямая обязанность предприятий.
Потом, сероводород растворяют в воде. Жидкость нагревают. Так диссоциация проходит успешнее. Героиня статьи готова к использованию, или продаже. Узнаем ценники.
Цена сероводородной кислоты
Поскольку в быту героиня статьи нужна лишь для водных процедур, форма продажи соединения сводится к для сероводородных ванн. Пример: — средство «Мацеста». Продается в аптеках, как и прочие препараты группы.
«Мацеста» реализуется в пакетах, добавляется в ванну с водой температурой в 37-38 градусов Цельсия. Препарат тщательно размешивают и погружаются на 5-15 минут. Стоит удовольствие около 300-от за пакет, то есть, одну процедуру.
Замечание об опасности принятия сероводородных ванн в домашних условиях никто не отменял. Но, производители перестраховываются, подбирая оптимальную, безопасную концентрацию. При ней, за 15 минут не нанести.
Для лабораторных нужд и промышленных производств нет смысла платить за воду с минимальной долей сероводорода. Удобнее организовать поставки сжиженного газа в баллонах и самим сделать . Товар специфический, спрос ограничен. Поэтому, предложений немного, а на баллоны с газом, как правило, договорная.
Сероводород - H2S – бесцветный газ с резким запахом протухших яиц. Плохо растворим в воде.Токсичен. Молекула сероводорода имеет угловую форму. Молекула полярна. В связи с тем, что сероводород не образует крепких водородных связей, в нормальных условиях сероводород – газ.В водном растворе сероводород образует слабую сероводородную кислоту.
Получение
Вытеснение сильными кислотами из солей:
FeS + 2HCl = FeCl2 + H2S(аппарат Киппа)
Реакции сероводорода: окисляется кислородом воздуха до серы или сернистого газа
2H2S + O2 = 2S(SO2) + 2H2O
Сероводородная кислота– слабая, двухосновная
Сероводородная кислота
Нерастворимые средние соли сероводородной кислоты (сульфиды) получают взаимодействием серы с металлами или в реакциях обмена между растворами солей:
Na2S + CuSO4 = CuS↓ + Na2SO4
K2S + FeCl2 = FeS↓ + 2KCl
Растворимые сульфиды образованы щелочными и щелочноземельными металлами. Их можно получить взаимодействием растворов кислоты с металлами или щелочами. При этом в зависимости от молярного соотношения между исходными веществами могут образовываться как кислые (гидросульфиды), так и средние соли.
H2S + NaOH = NaHS + H2O (при недостатке щелочи)
H2S + 2NaOH = Na2S + 2H2O (в избытке щелочи)
Некоторые сульфиды (CuS, HgS, Ag2S, PbS) не разлагаются растворами сильных кислот. Поэтому сероводородная кислота может вытеснить сильные кислоты из водных растворов их солей, образованных данными металлами:
CuSO4 + H2S = CuS↓ + H2SO4
HgCl2 + H2S = HgS↓ +2HCl
Сероводородная кислота на воздухе медленно окисляется кислородом с выделением серы:
2H2S + О2 = 2S↓ + 2H2O
Поэтому со временем растворы H2S при хранении мутнеют.
Сульфиды щелочноземельных металлов в водном растворе по первой стадии гидролизуются почти на 100% и существуют в виде растворимых кислых солей:
2CaS + 2HOH = Ca(HS)2 + Ca(OH)2
Сульфиды некоторых металлов (Al2S3, Fe2S3, Cr2S3) в H2O гидролизуются полностью:
Al2S3 + 6 H2O = 2Al(OH)3 + 3 H2S
Большинство сульфидов тяжелых металлов очень плохо растворимы в H2O.
50) Фосфор. Аллотропные модификации фосфора……
Фосфор - составная часть растительных и животных белков. У растений фосфор сосредоточен в семенах, у животных - в нервной ткани, мышцах, скелете. Организм человека содержит около 1,5 кг фосфора: 1,4 кг - в костях,
130 г - в мышцах и 13 г в нервной ткани. В природе фосфор находится в связанном виде.
Важнейшие минералы:
апатит Ca5(PO4)3F и фосфорит Ca3(PO4)2.
Фосфор может быть получен нагреванием смеси фосфорита,
угля и песка в специальной печи:
Ca3(PO4)2 + 5C + 3SiO2 2P + 3CaSiO3 + 5CO
Фосфин - ядовитый газ с чесночным запахом, может быть получен из фосфида цинкаидействием кислот или воды:
Zn3P2 + 6HCl → 2PH3 + 3ZnCl2
Основные свойства фосфина слабее, чем у аммиака:
PH3 + HCl → PH4Cl
Соли фосфония в водных растворах неустойчивы:
PH4 + H2O → PH3 + H3O
Фосфин имеет восстановительные (низшая степень окисления фосфора), горит на воздухе:
2PH3 + 4O2 → P2O5 + 3H2O
Фосфин – бесцветный ядовитый газ с запахом гнилой рыбы. Самовоспламеняется на воздухе
2РН3 + 4О2 → P2O5 + 2Н2О
Мало растворим в воде и в отличие от NH3 не реагирует с ней.
С о ч е н ь с и л ь ным и б е с к и с л о р о д ным и кислотами образует соли фосфония аналогично аммиаку.
РН3 + HI= PH4I
иодид фосфония
Дифосфин (аналог гидразина) (Р2Н4) – представляет собой жидкость,
самовоспламеняющуюся на воздухе.
Получение: Из фосфоритной муки сплавлением с углеродом и оксидом кремния
Ca3(PO4)2 + C +SiO2 → P4 + CaSiO3 + CO
Из фосфата Са, при температуре выше 1500оС: Ca3(PO4)2 + C → CaO + P4 + CO
Хим св-ва: P + O2 = P2O3; P + O2 = P2O5; P + S = P2S3; P + Cl2 = PCl3; P + H2 не идет
Аллотропные модификации: Белый фосфор – сильный яд, даже в малых дозах действует смертельно. В твердом состоянии получается при быстром охлаждении паров фосфора. В чистом виде совершенно бесцветен, прозрачен, по внешнему виду похож на воск: на холоде хрупок, при температуре выше 15 °C – мягкий, легко режется ножом.
Красный фосфор – порошок красно-бурого цвета, неядовит, нелетуч, нерастворим в воде и во многих органических растворителях и сероуглероде; не воспламеняется на воздухе и не светится в темноте. Только при нагревании до 260 °C воспламеняется. При сильном нагревании, без доступа воздуха, не плавясь (минуя жидкое состояние) испаряется – сублимируется. При охлаждении превращается в белый фосфор.
Черный фосфор получается при сильном нагревании и при высоком давлении белого фосфора. Черный фосфор тяжелее других модификаций. Применяется очень редко – как полупроводник в составе фосфата галлия и индия в металлургии.
Реагирует с кислотами P + HNO3 = H PO4 + NO + H2O; P + H2SO4 = H3PO4 + SO2 + H2O
Реагирует со щелочами P + KOH + H2O = KH 2PO2 + PH3