- Главная
- Разное
- Дизайн
- Бизнес и предпринимательство
- Аналитика
- Образование
- Развлечения
- Красота и здоровье
- Финансы
- Государство
- Путешествия
- Спорт
- Недвижимость
- Армия
- Графика
- Культурология
- Еда и кулинария
- Лингвистика
- Английский язык
- Астрономия
- Алгебра
- Биология
- География
- Детские презентации
- Информатика
- История
- Литература
- Маркетинг
- Математика
- Медицина
- Менеджмент
- Музыка
- МХК
- Немецкий язык
- ОБЖ
- Обществознание
- Окружающий мир
- Педагогика
- Русский язык
- Технология
- Физика
- Философия
- Химия
- Шаблоны, картинки для презентаций
- Экология
- Экономика
- Юриспруденция
Сера и её свойства презентация
Содержание
- 1. Сера и её свойства
- 3. Химический знак - S Порядковый номер –
- 4. S +16 32
- 5. Нахождение серы в природе. Самородная сера -S
- 6. Аллотропные модификации серы.
- 7. Аллотропные переходы
- 8. Физические свойства. — твердое вещество — желтого
- 9. Химические свойства серы S – окислитель S
- 10. Химические свойства серы. S – восстановитель
- 11. Особые свойства серы Взаимодействие с щелочами 3S
- 12. Применение серы
- 13. Содержится в вулканических газах и постоянно образуется
- 14. Получение FeS + 2HCl = FeCl2 + H2S
- 15. Свойства сероводорода Сероводород сильный восстановитель. Он легко
- 16. А В С Легко окисляется галогенами, оксидом
- 17. Сероводород хорошо растворим в спирте, хуже –
- 18. Как двухосновная кислота сероводородная кислота образует ряд
- 19. Как и сероводород, сероводородная кислота и сульфиды
- 20. ZnS PbS
- 22. Оксид серы (IV) - бесцветный газ с
- 23. Оксид серы (IV): 1.Окислительные свойства SO2 +
- 24. При растворении в воде образуется гидраты сернистого
- 25. В водном растворе сернистого газа, часто называемого
- 26. Оксид серы (VI) : Оксид
Химический знак - S Порядковый номер – 16 Аr - 32.066 Период - III Группа – V I Подгруппа
Слайд 3Химический знак - S
Порядковый номер – 16
Аr - 32.066
Период - III
Группа – V I
Подгруппа – главная
Электронная формула атома –1s22s22p63s23p4
Радиус атома – 0.104 нм.
Электроотрицательность – 2.58
S 16
Sulfur 2
32.066 8
3s23p4 6
Слайд 4S
+16
32
2
6
8
1s2
2s2
2p6
3s2
3p4
3d0
Валентные возможности- II ( H2S)
IV (SO2)
VI (SO3)
Строение атома серы:
Слайд 5Нахождение серы в природе.
Самородная сера -S
Сульфиды
Пирит –FeS2
Сульфаты
Гипс-СаSO4*2H2O
Мирабилит –Na2SO4*10H2O
Горькая соль-MgSO4*7H2O
Киноварь HgS
Халькопирит
CuFeS2
Слайд 6Аллотропные модификации серы.
1. Ромбическая сера -
устойчива при комнатной температуре
2.
Моноклинная сера – образуется при медленном охлаждении расплава
ромбической серы.
ромбической серы.
3. Пластическая сера –
резиноподобная масса,
состоящая из полимерных
цепочек, образуется при быстром охлаждении
расплава ромбической серы.
Слайд 8Физические свойства.
— твердое вещество
— желтого цвета
— нерастворима в воде
— не смачивается
водой
(ФЛОТация)
— растворяется в
органических
растворителях
(ФЛОТация)
— растворяется в
органических
растворителях
Слайд 9Химические свойства серы
S – окислитель
S + 2е- = S-2
1.Взаимодействие с
металлами
Сu + S = CuS
2Al + 3S = Al2S3
2.Взаимодействие с водородом
H2 + S = H2S
Сu + S = CuS
2Al + 3S = Al2S3
2.Взаимодействие с водородом
H2 + S = H2S
Слайд 10Химические свойства серы.
S – восстановитель
S – 2e- = S+2
S - 4e- = S+4 S - 6e- = S+6
1.Взаимодействие с кислородом
S + O2= SO2
2.Взаимодействие с галогенами
S+ 3 Cl2= SCl6
S + 3F2= SF6
3.Взаимодействие с окислителями
S+ 2Н2SО4=3SO2+2H2O
Концентрированная.
Слайд 11Особые свойства серы
Взаимодействие с щелочами
3S + 6KOH = K2SO3
+ 2K2S + 3H2O
Взаимодействие с сульфитами:
S + Na2SO3 = Na2S2O3
тиосульфат натрия
Взаимодействие с сульфитами:
S + Na2SO3 = Na2S2O3
тиосульфат натрия
Слайд 13Содержится в вулканических газах и постоянно образуется на дне Черного моря.
Образуется при гниение белков, поэтому тухлые яйца пахнут сероводородом.
Сероводород
Слайд 15Свойства сероводорода
Сероводород сильный восстановитель. Он легко сгорает в кислороде или на
воздухе:
2Н2S + O2 = 2H2O + 2S (недостаток кислорода)
2Н2S + 3O2 = 2H2O + 2SО2 (избыток кислорода)
2Н2S + O2 = 2H2O + 2S (недостаток кислорода)
2Н2S + 3O2 = 2H2O + 2SО2 (избыток кислорода)
Слайд 16А
В
С
Легко окисляется галогенами, оксидом серы (VI), хлоридом железа (III):
Н2S +
Cl2 = 2HCl + S
2Н2S + SO2 = 2H2O +3S
Н2S + 2FeCl3 = 2FeCl2 + S + 2HCl
2Н2S + SO2 = 2H2O +3S
Н2S + 2FeCl3 = 2FeCl2 + S + 2HCl
Слайд 17Сероводород хорошо растворим в спирте, хуже – воде (при комнатной температуре
только 2,5 объема в одном объеме воды). При этом образуется слабая двухосновная сероводородная кислота:
H2S +H2O < ---- > H3O+ + HS-
H2S +H2O < ---- > H3O+ + HS-
Слайд 18Как двухосновная кислота сероводородная кислота образует ряд солей – средние (сульфиды)
и кислые (гидросульфиды):
2KOH + H2S = K2S + 2H2O
KOH + H2S = KHS +H2S
2KOH + H2S = K2S + 2H2O
KOH + H2S = KHS +H2S
Слайд 19Как и сероводород, сероводородная кислота и сульфиды являются сильными восстановителями:
H2S
+ 2HNO3 (конц.) = S+ 2NO2 + 2H2O
2CuS + 8 HNO3 (конц.) 3CuO4 + 8NO + 4H2O
2CuS + 3O2 =t CuO +2SO2
Последняя реакция относится к реакции обжига. Её используют для получения металлов из сульфидных руд.
2CuS + 8 HNO3 (конц.) 3CuO4 + 8NO + 4H2O
2CuS + 3O2 =t CuO +2SO2
Последняя реакция относится к реакции обжига. Её используют для получения металлов из сульфидных руд.
Слайд 21
Оксид серы (IV)
Получение:
Происходит реакция обмена между сульфидом и раствором серной кислоты:
Na2SO4 + H2SO4 = Na2SO4 + H2O + SO2
Его также можно получит взаимодействием концентрированной серной кислоты с медью при нагревании:
Cu + 2H2SO4 = CuSO4 + SO2 + 2H2O
Слайд 22Оксид серы (IV) - бесцветный газ с резким запахом, менее токсичен,
чем сероводород, но лучше растворим в воде (40 объемов в одном объеме воды).
Это типичный кислотный оксид, и поэтому для него характерны все реакции таких оксидов:
SO2 + Na2O = Na2SO3
SO2 + 2NaOH = Na2SO3 + H2O
SO2 + NaOH = NaHSO3
Это типичный кислотный оксид, и поэтому для него характерны все реакции таких оксидов:
SO2 + Na2O = Na2SO3
SO2 + 2NaOH = Na2SO3 + H2O
SO2 + NaOH = NaHSO3
Слайд 23Оксид серы (IV):
1.Окислительные свойства
SO2 + 2H2S = 3S + 2H2O
2. Восстановительные
свойства :
2SO2 + O2 < = > (t, p, кат.) 2SO3
2SO2 + O2 < = > (t, p, кат.) 2SO3
Слайд 24При растворении в воде образуется гидраты сернистого газа, формулы которых записывают
в виде молекулы сернистой кислоты:
SO2 + nH2O < = > SO2 •nH2O
Или упрощенно:
SO2 + H2O < = > H2SO3
SO2 + nH2O < = > SO2 •nH2O
Или упрощенно:
SO2 + H2O < = > H2SO3
Слайд 25В водном растворе сернистого газа, часто называемого сернистой кислотой (такая кислота
не существует в свободном виде), молекулы сернистого газа занимают полости между молекулами воды, увеличивая в них поляризацию связи О-Н, в результате чего раствор приобретает кислотный характер:
SO2 + H2O < === >(H2O) H3O+ + HSO-3 < = > H3O + + SO-2 3
SO2 + H2O < === >(H2O) H3O+ + HSO-3 < = > H3O + + SO-2 3
Слайд 26Оксид серы (VI)
:
Оксид серы (VI)(серный ангидрид) получают как промежуточный продукт при
производстве серной кислоты каталитическим окислением сернистого газа при температуре около 500⁰С:
2SO2 + O2 < = > 2SO3
2SO2 + O2 < = > 2SO3
