Презентация на тему Соединения серы. Серная кислота

периода периодической системы химических элементов с атомным номером 16.

Атомная масса 32,066. Наиболее характерны степени окисления -2, +4, +6 (валентности соответственно II, IV, VI). Сера относится к числу неметаллов. В свободном виде сера представляет собой желтые хрупкие кристаллы или желтый порошок.

модификаций, отличающихся составом и строением. Обычная кристаллическая сера –

вещество желтого цвета. Сера не растворима в воде и даже не смачивается ей, поэтому порошок серы плавает на поверхности воды, хотя плотность серы 2,07 г/см3 (что в два раза больше плотности воды).

и многими сложными веществами. Она реагирует со многими металлами,

кроме золота и платины, проявляя при этом окислительные свойства
Hg + S = HgS продуктом такого взаимодействия является сульфид
Окислительные свойства серы проявляются и в реакциях с некоторыми неметаллами
H2 + S = H2S
Восстановительные свойства серы проявляются при взаимодействии с кислородом
S + O2 = SO2 + Q

земной коры). Она встречается как в виде самородной серы,

так и в составе минералов и горных пород: сульфидов и сульфатов. Сера также входит в живые организмы в составе белков.

Сера в природе

каучука, как фунгицид в сельском хозяйстве и как сера

коллоидная — лекарственный препарат. Также сера в составе серобитумных композиций применяется для получения сероасфальта, а в качестве заместителя портландцемента — для получения серобетона.

газ, се́рнистый ангидри́д) — SO2. В нормальных условиях представляет

собой бесцветный газ с характерным резким запахом (запах загорающейся спички). Под давлением сжижается при комнатной температуре. Растворяется в воде с образованием нестойкой се́рнистой кислоты; растворимость 11,5 г/100 г воды при 20 °C, снижается с ростом температуры. Растворяется также в этаноле, се́рной кислоте. SO2 — один из основных компонентов вулканических газов.
Химические свойства
Относится к кислотным оксидам. Растворяется в воде с образованием сернистой кислоты (при обычных условиях реакция обратима). Со щелочами образует сульфиты. Химическая активность оксида весьма велика. Наиболее ярко выражены восстановительные свойства SO2 , степень окисления серы в таких реакциях повышается. В присутствии сильных восстановителей оксид способен проявлять окислительные свойства.
Применение
Большая часть оксида серы(IV) используется для производства серной кислоты. Используется также в слабоалкогольных напитках в качестве консерванта. Так как этот газ убивает микроорганизмы, им окуривают овощехранилища и склады. Сернистый газ используют для отбеливания материалов, которые нельзя отбеливать хлором. Также используется в лабораториях в качестве растворителя.

серы, серный газ) SO3 – высший оксид серы, тип

химической связи: ковалентная полярная химическая связь. В обычных условиях легколетучая бесцветная жидкость с удушающим запахом. При температурах ниже 16,9°C застывает с образованием смеси различных кристаллических модификаций твердого SO3.
Химические свойства
SO3 – типичный кислотный оксид, ангидрид серной кислоты. Его химическая активность достаточно велика. При взаимодействии с водой образует серную кислоту. Взаимодействует с основаниями и оксидами. SO3 растворяется в 100%-ой серной кислоте, образуя олеум. SO3 характеризуется сильными окислительными свойствами, восстанавливается, обычно, до сернистого ангидрида. При взаимодействии с хлороводородом образуется хлорсульфоновая кислота.
Применение
Серный ангидрид используют в основном для создания серной кислоты.

сульфатов – средние (нормальные) и кислые (гидросульфаты).
Сульфаты – кристаллические

вещества, бесцветные (если катион бесцветен), в большинстве случаев хорошо растворимые в воде. Малорастворимые сульфаты встречаются в виде минералов. Практически нерастворимы BaSO4 и RaSO4. Кислые сульфаты выделены в твердом состоянии лишь для наиболее активных металлов – Na, K и др. Они хорошо растворимы в воде, легко плавятся. Нормальные сульфаты можно получить растворением металлов в H2SO4, действием H2SO4 на окиси, гидроокиси, карбонаты металлов и др. Гидросульфаты получают нагреванием нормальных сульфатов в концентрированной H2SO4.
Кристаллогидраты некоторых металлов называются купоросами
Широкое применение во многих отраслях промышленности находят сульфаты природные.

сульфитов – средние (нормальные) и кислые (гидросульфиты). Средние, за

исключением сульфитов щелочных металлов и аммония, малорастворимы в воде, растворяются в присутствии SO2. Из кислых в свободном состоянии выделены лишь гидросульфиты щелочных металлов. Для сульфитов в водном растворе характерны окисления до сульфатов и восстановление до гипосульфитов М2S2O3. Получают взаимодействием SO2 с гидроокисями или карбонатами соответствующих металлов в водной среде. Применяются главным образом гидросульфиты — в текстильной промышленности при крашении и печатании (KHSO3, NaHSO3), в бумажной промышленности при получении целлюлозы из древесины [Ca(HSO3)2], в фотографии, в органическом синтезе.

рассматриваться как соли сероводородной кислоты H2S. Имеется два ряда

сульфидов: средние (нормальные) общей формулы M2S и кислые (гидросульфиды) общей формулы MHS, где М — одновалентный металл.
Сульфиды щелочных металлов бесцветны, хорошо растворимы в воде. Их водные растворы сильно гидролизованы и имеют щелочную реакцию. При действии разбавленных кислот выделяют H2S.
Сульфиды щёлочноземельных металлов бесцветны, в воде малорастворимы. Во влажном воздухе выделяют H2S. По остальным свойствам подобны сульфидам щелочных металлов. И те и другие сульфиды легко окисляются до сульфатов.
Сульфиды тяжёлых металлов практически нерастворимы в воде. Почти все они чёрного или черно-бурого цвета (за исключением белого ZnS, розоватого MnS, жёлтого CdS, оранжево-красного Sb2S3, жёлтого SnS2). Неодинаковое отношение сульфидов к кислотам и сульфидам аммония используется в химическом анализе.
Многие элементы образуют полисульфиды общей формулы M2Sx. Они при нагревании разлагаются с образованием нормальных сульфидов. Особенно склонны к образованию полисульфидов Na, К, NH4+, Са, Sr, Ва.
Сульфиды получают: 1) непосредственным соединением элементов; 2) взаимодействием водных растворов солей с H2S или (NH4)2S; 3) взаимодействием гидроокисей с H2S; 4) восстановлением сульфатов углём при прокаливании.
Многие сульфиды имеют большое практическое значение: Na2S, CaS, BaS — в кожевенном производстве для дубления кож; полисульфиды кальция и бария — в сельском хозяйстве для борьбы с вредителями растений; PbS, CdS, ZnS и др. — полупроводниковые материалы, а кристаллы этих и некоторых др. Сульфиды — полупроводниковые лазерные материалы; сульфиды щёлочноземельных металлов, а также ZnS и CdS — основа люминофоров; MoS2 — твёрдая смазка; (NH4)2S — важный реактив в качественном химическом анализе; FeS2 — сырьё для производства серной кислоты.

яиц и сладковатым вкусом. Плохо растворим в воде, хорошо

– в этаноле. Ядовит. При больших концентрациях разъедает многие металлы. В природе встречается очень редко в виде смешанных веществ нефти и газа.
Физические свойства
Термически устойчив. Молекула сероводорода имеет угловую форму, поэтому она полярна. В отличие от молекул воды, атомы водорода в молекуле не образуют прочных водородных связей, поэтому сероводород является газом. Раствор сероводорода в воде — очень слабая сероводородная кислота.
Химические свойства
Собственная ионизация жидкого сероводорода ничтожно мала.

В воде сероводород мало растворим, водный раствор H2S является очень слабой кислотой. Реагирует с основаниями. Сероводород — сильный восстановитель. На воздухе горит синим пламенем. Сероводород реагирует также со многими другими окислителями, при его окислении в растворах образуется свободная сера или SO42−.
Применение
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.
* Используют в органическом синтезе для получения тиофена и меркаптанов.
* В последние годы рассматривается возможность использования сероводорода, накопленного в глубинах Чёрного моря, в качестве энергетического (сероводородная энергетика) и химического сырья.