Сірка

СЕРА-и; ж.

1. хімічний елемент (S); легкозаймиста речовина жовтого кольору (застосовується в промисловості, військовій справі, сільському господарстві, медицині).

2. Жовта жирна речовина, що утворюється на стінках вушного каналу. Прочистити вуха від сірки.

◁ Сірний (див.).

(Лат. Sulfur), хімічний елемент VI групи періодичної системи. Жовті кристали. Стійка у двох модифікаціях - ромбічній (щільність 2,07 г/см 3 , tпл 112,8°C) і моноклинної (щільність 1,96 г/см 3 , tпл 119°C). У воді нерозчинна. На повітрі стійка; при горінні дає SO 2 з металами утворює сульфіди. У природі – самородна сірка, сульфіди, сульфати. Сірку виплавляють із самородних руд; отримують також окисленням киснем повітря сірководню, що міститься в природному, нафтовому, коксовому газах та іншими методами. Близько 50% сірки йде на одержання сірчаної кислоти, 25% - на одержання сульфітів (використовуються в паперовій промисловості), решта - для боротьби з хворобами рослин, вулканізації, синтезу барвників, виробництва сірників та ін.

СЕРА (лат. Sulfur), S, хімічний елемент з атомним номером 16, атомна маса 32,066. Хімічний символ сірки S вимовляється "ес". Природна сірка складається із чотирьох стабільних нуклідів. (див.НУКЛІД): 32 S (зміст 95,084% за масою), 33 S (0,74 %), 34 S (4,16%) та 36 S (0,016 %). Радіус атома сірки 0,104 нм. Радіуси іонів: іона S 2 – 0,170 нм (координаційне число 6), іона S 4+ 0,051 нм (координаційне число 6) та іона S 6+ 0,026 нм (координаційне число 4). Енергії послідовної іонізації нейтрального атома сірки від S 0 до S 6+ рівні, відповідно, 10,36, 23,35, 34,8, 47,3, 72,5 та 88,0 еВ. Сірка розташована в VIA групі періодичної системи Д. І. Менделєєва, в 3-му періоді, і належить до халькогенів. Конфігурація зовнішнього електронного шару 3 s 2 3p 4 . Найбільш характерними є ступеня окислення в сполуках –2, +4, +6 (валентності відповідно II, IV та VI). Значення електронегативності сірки за Полінгом 2,6. Сірка належить до неметалів.
У вільному вигляді сірка є жовті крихкі кристали або жовтий порошок.
Історична довідка
Сірка зустрічається в природі у вільному (самородному) стані, тому вона була відома людині вже в давнину. Сірка привертала увагу характерним забарвленням, блакитним кольором полум'я та специфічним запахом, що виникає при горінні (запах сірчистого газу). Вважалося, що сірка, що горить, відганяє нечисту силу. У Біблії йдеться про використання сірки для очищення грішників. У людини середньовіччя запах «сірки» асоціювався з пеклою. Застосування сірки для дезінфекції згадується Гомером. У Стародавньому Римі за допомогою сірчистого газу відбілювали тканини.
Здавна використовувалася сірка в медицині - її полум'ям обкурювали хворих, її включали до різних мазей для лікування шкірних захворювань. У 11 ст. Авіценна (Ібн Сіна (див.ІБН СИНА)), а потім і європейські алхіміки вважали, що метали, у тому числі золото і срібло, складаються з різних свідоцтв сірки і ртуті. Тому сірка відігравала важливу роль у спробах алхіміків знайти «філософський камінь» і перетворити недорогоцінні метали на дорогоцінні. У 16 ст. Парацельс (див.Парацельс)вважав сірку поряд із ртуттю та «сіллю» одним з основних «початків» природи, «душею» всіх тіл.
Практичне значення сірки різко зросло після того, як винайшли чорний порох (до складу якого обов'язково входить сірка). Візантійці 673 р., захищаючи Константинополь, спалили флот ворога з допомогою так званого грецького вогню - суміші селітри, сірки, смоли та інших речовин - полум'я якого гасилося водою. У середні віки у Європі застосовувався чорний порох, складом близький до суміші грецького вогню. З того часу почалося широке використання сірки для військових цілей.
Здавна було відоме і найважливіше з'єднання сірки - сірчана кислота. Один із творців ятрохімії (див.Ятрохімія), ченець Василь Валентин, 15 ст. докладно описав отримання сірчаної кислоти шляхом прожарювання залізного купоросу (стародавня назва сірчаної кислоти - купоросна олія).
Елементарну природу сірки встановив у 1789 р. А. Лавуазьє (див.Лавуазье Антуан Лоран). У назвах хімічних сполук, що містять сірку, часто міститься приставка «тіо» (наприклад, реактив Na 2 S 2 O 3, що застосовується у фотографії, має назву тіосульфат натрію). Походження цієї приставки пов'язане з грецькою назвою сірки – theion.
Знаходження у природі
Сірка досить поширена у природі. У земній корі її зміст оцінюється 0,05% за масою. У природі часто трапляються значні поклади самородної сірки (зазвичай поблизу вулканів); у Європі вони розташовані на півдні Італії, у Сицилії. Великі поклади самородної сірки є у США (в штатах Луїзіана та Техас), а також у Середній Азії, Японії, Мексиці. У природі сірка зустрічається як розсипами, і у вигляді кристалічних пластів, іноді утворюючи дивовижні по красі групи напівпрозорих жовтих кристалів (звані друзи).
У вулканічних місцевостях часто спостерігається виділення з-під землі сірководню газу H 2 S; у цих регіонах сірководень зустрічається в розчиненому вигляді в сірчаних водах. Вулканічні гази часто містять сірчистий газ SO 2 .
На поверхні нашої планети поширені родовища різних сульфідних сполук. Найчастіше серед них зустрічаються: залізний колчедан (пірит (див.ПІРИТ)) FeS 2 , мідний колчедан (халькопірит) CuFeS 2 , свинцевий блиск (див.ГАЛЕНІТ) PbS, кіновар (див.КІНОВАР) HgS, сфалерит (див.СФАЛЕРИТ) ZnS та його кристалічна модифікація вюртцит (див.ВЮРТЦИТ), антимоніт (див.АНТИМОНІТ) Sb 2 S 3 та інші. Відомі також численні родовища різних сульфатів, наприклад, сульфату кальцію (гіпс CaSO 4 ·2H 2 O та ангідрит CaSO 4), сульфату магнію MgSO 4 (гірка сіль), сульфату барію BaSO 4 (барит), сульфату стронцію SrSO 4 (целестин), сульфату натрію Na 2 SO 4 ·10H 2 O (мірабіліт) та ін.
Кам'яне вугілля містить у середньому 1,0-1,5% сірки. Сірка може входити до складу нафти. Ціла низка родовищ природного пального газу (наприклад, Астраханське) містять як домішок сірководень.
Сірка відноситься до елементів, які необхідні для живих організмів, оскільки вона є суттєвою складовою білків. Білки містять 0,8-2,4% (за масою) хімічно зв'язаної сірки. Рослини отримують сірку із сульфатів, що містяться у ґрунті. Неприємні запахи, що виникають при гниття трупів тварин, пояснюються головним чином виділенням сполук сірки (сірководню та меркаптанів) (див.ТІОЛИ)), що утворюються при розкладанні білків. У морській воді є близько 8,7·10 -2 % сірки.
Отримання
Сірку отримують переважно виплавляючи її з гірських порід, що містять самородну (елементарну) сірку. Так званий геотехнологічний спосіб дозволяє одержувати сірку без підйому руди на поверхню. Цей спосіб було запропоновано наприкінці 19 ст. американським хіміком Г. Фрашем, перед яким постало завдання вилучення на поверхню землі сірки з родовищ півдня США, де піщаний ґрунт різко ускладнював її видобуток традиційним шахтним методом.
Фраш запропонував використовувати для підйому сірки на поверхню перегріту водяну пару. Перегріту пару по трубі подають у підземний шар, що містить сірку. Сірка плавиться (її температура плавлення трохи нижче 120°С) і по трубі, розташованій усередині тієї, якою під землю закачують водяну пару, піднімається нагору. Для того щоб забезпечити підйом рідкої сірки, через найтоншу внутрішню трубу нагнітають стиснене повітря.
За іншим (термічним) методом, що набув особливого поширення на початку 20 ст. на Сицилії, сірку виплавляють, або виганяють, з подрібненої гірської породи у спеціальних глиняних печах.
Існують інші методи виділення самородної сірки з породи, наприклад, екстракцією сірковуглецем або флотаційними методами.
У зв'язку з тим, що потреба промисловості в сірці дуже велика, розроблені методи її отримання із сірководню H 2 S та сульфатів.
Метод окислення сірководню до елементарної сірки був вперше розроблений у Великобританії, де значні кількості сірки навчилися отримувати з соди Na 2 CO 3 за методом французького хіміка Н. Леблана, що залишається після отримання. (див.ЛЕБЛАН Нікола)сульфіду кальцію CaS. Метод Леблана заснований на відновленні сульфату натрію вугіллям у присутності вапняку CaCO3.
Na 2 SO 4 + 2C = Na 2 S + 2CO 2;
Na 2 S + CaCO 3 = Na 2 CO 3 + CaS.
Соду потім вилуговують водою, а водну суспензію погано розчинного сульфіду кальцію обробляють діоксидом вуглецю:
CaS + CO 2 + H 2 O = CaCO 3 + H 2 S
Сірководень H 2 S, що утворюється, в суміші з повітрям пропускають у печі над шаром каталізатора. При цьому за рахунок неповного окислення сірководню утворюється сірка:
2H 2 S + O 2 = 2H 2 O +2S
Аналогічний метод використовують для отримання елементарної сірки та із сірководню, супутнього природним газам.
Оскільки сучасна техніка потребує сірки високої чистоти, розроблено ефективні методи рафінування сірки. При цьому використовують, зокрема, відмінності в хімічній поведінці сірки та домішок. Так, миш'як і селен видаляють, обробивши сірку сумішшю азотної та сірчаної кислот.
Використання методів, заснованих на дистиляції та ректифікації, вдається отримати високочисту сірку з вмістом домішок 10 -5 -10 -6 % за масою.
Фізичні та хімічні властивості
Атоми сірки мають унікальну здатність утворювати стійкі гомоцепи, тобто ланцюги, що складаються тільки з атомів S (енергія зв'язку S–S становить близько 260 кДж/моль). Гомоцепи сірки мають зигзагоподібну форму, тому що в їх освіті беруть участь електрони, розташовані в сусідніх атомах на перпендикулярних взаємно р-орбіталях. Ці ланцюги можуть досягати великої довжини, або, навпаки, утворювати замкнуті кільця S 20 , S 8 , S 6 , S 4 .
Тому сірка утворює кілька десятків як кристалічних, так і аморфних модифікацій, які відрізняються як складом молекул і полімерних ланцюгів, так і способом їх упаковки в твердому стані.
При нормальному тиску та температурах до 98,38 ° C стабільна a-модифікація сірки (інакше цю модифікацію називають ромбічної), що утворює лимонно-жовті кристали. Її кристалічна решітка орторомбічна, параметри елементарного осередку a = 1,04646, b = 1,28660, c = 2,4486 нм. Щільність 2,07 кг/дм3. Вище 95,39 ° C стабільна b-модифікація сірки (так звана моноклінна сірка). При кімнатній температурі параметри елементарного осередку моноклинного b-S a = 1.090, b = 1.096, c = 1,102 нм, t = 83,27 °С. Щільність b-S 1,96 кг/дм3.
У структурах як a-, так і b-модифікацій сірки є непогані восьмичлен циклічні молекули S 8 . Такі молекули трохи схожі на корони.
Ці дві модифікації сірки відрізняються взаємною орієнтацією молекул S 8 в кристалічній решітці.
Ще одну модифікацію сірки - так звану ромбоедрическую сірку - можна отримати виливанням розчину тіосульфату натрію Na 2 S 2 O 3 концентровану соляну кислоту при 0 °C з подальшою екстракцією сірки толуолом (див.Толуол). Після випаровування розчинника виникають ромбоедричні кристали, що містять молекули S 6 у формі крісла.
Аморфну ​​сірку (щільність 1,92 г/см 3) і гумоподібну пластичну сірку отримують при різкому охолодженні сірки розплавленої (виливаючи розплав в холодну воду). Ці модифікації складаються з нерегулярних звивистих ланцюгів S n . При тривалому витримуванні при температурах 20-95 ° C усі модифікації сірки перетворюються на a-сірку.
Температура плавлення ромбічної a-сірки 112,8 °С, а моноклинної b-сірки 119,3 °С. І в тому, і в іншому випадку утворюється легкорухлива жовта рідина, яка при температурі близько 160 С темніє; її в'язкість підвищується, і при температурі вище 200 ° С розплавлена ​​сірка стає темно-коричневою та в'язкою, як смола. Це тим, що спочатку в розплаві руйнуються кільцеві молекули S 8 . Фрагменти, що виникають, поєднуються один з одним з утворенням довгих ланцюгів S µ з декількох сотень тисяч атомів. Подальше нагрівання розплавленої сірки (вища за температуру 250 °C) веде до часткового розриву ланцюгів, і рідина знову стає більш рухомою. На рис. показано температурну залежність в'язкості рідкої сірки. Близько 190 °C її в'язкість приблизно 9000 разів більше, ніж за 160 °C.
За температури 444,6 °C розплавлена ​​сірка закипає. Залежно від температури в її парах можна виявити молекули S8, S6, S4 та S2. Зміна складу молекул викликає зміну забарвлення пари сірки від оранжево-жовтого до солом'яно-жовтого кольору. При температурі вище 1500 °C молекули S2 дисоціюють на атоми.
Молекули S 2 парамагнітні (див.ПАРАМАГНЕТИК)і побудовані аналогічно молекулі O2. У всіх інших станах сірка діамагнітна (див.ДІАМАГНЕТИК).
У воді сірка практично нерозчинна. Деякі її модифікації розчиняються в органічних рідинах (толуолі, бензолі) і особливо добре - в сірковуглецю CS 2 і рідкому аміаку NH 3 .
Сірка – досить активний неметал. Навіть при помірному нагріванні вона окислює багато простих речовин, але й сама досить легко окислюється киснем і галогенами.
S + O 2 = SO 2 , S + 3F 2 = SF 6
2S + Cl 2 = S 2 Cl 2 (з домішкою SCl 2)
З воднем при нагріванні сірка утворює сірководень H 2 S і в невеликій кількості сульфани (сполуки складу H 2 S n):
H2+S H2S.
Приклади реакцій сірки з металами:
2Na + S = Na 2 S, Ca + S = CaS, Fe + S = FeS
сульфіди, що утворюються в цих реакціях, характеризуються не постійним, а, як правило, змінним складом. Так, склад сульфіду кальцію може безперервно змінюватись у межах від CaS до CaS 5 . Полісульфіди типу СаS n або Na 2 S n при взаємодії, наприклад, із соляною кислотою утворюють сульфани H 2 S n, Причому значення n може становити від 1 до 10.
Концентрована сірчана кислота при нагріванні окислює сірку до SO 2
S + 2H 2 SO 4 = 2H 2 O + 3SO 2 .
Царська горілка (суміш азотної та соляної кислот) окислює сірку до сірчаної кислоти.
Розведена азотна кислота, соляна кислота без окислювачів та сірчана кислота на холоді із сіркою у взаємодію не вступають. При нагріванні в киплячій воді або розчинах лугів сірка диспропорціонує:
3S + 6NaOH 2Na 2 S + Na 2 SO 3 + 3H 2 O;
Сірка може приєднуватися до сульфідів
Na 2 S + (n-1) S = Na 2 S n
і до сульфітів:
Na 2 SO 3 + S = Na 2 S 2 O 3
В результаті перебігу даної реакції з сульфіту натрію Na 2 SO 3 утворюється тіосульфат натрію Na 2 S 2 O 3 .
При нагріванні сірка реагує майже з усіма елементами, крім інертних газів, йоду, азоту, платини та золота.
Відомо кілька оксидів сірки. Крім стійких діоксиду сірки SO 2 [інші назви: сірчистий газ, сірчистий ангідрид, оксид сірки (IV)] та триоксиду сірки SO 3 [інші назви: сірчаний газ, сірчаний ангідрид, оксид сірки (VI)], отримані нестійкі оксиди S 2 O (при пропусканні струму SO 2 через тліючий розряд) і S 8 O (при взаємодії H 2 S c SOCl 2). Пероксиди SO 4 і S 2 O 7 утворюються при пропусканні SO 2 суміші з киснем через тліючий розряд або за рахунок окислення SO 2 озоном.
Кислотному діоксиду сірки SO 2 відповідає нестійка кислота середньої сили H 2 SO 3 (сірчиста кислота):
Н 2 Про + SO 2 H 2 SO 3
а кислотного триоксиду сірки SO 3 - сильна двоосновна сірчана кислота (див.СІРЧАНА КИСЛОТА) H 2 SO 4:
SO 3 + H 2 O = H 2 SO 4
І сірчистої кислоти H 2 SO 3 і сірчаної H 2 SO 4 відповідають по два ряди солей: кислі [відповідно гідросульфіти NaHSO 3 , Ca(HSO 3) 2 та ін. і гідросульфати КНSO 4 , NaНSO 4 та інші] та середні [сульфіти Na 2 SO 3 K 2 SO 3 і сульфати CaSO 4 Fe 2 (SO 4) 3 ].
Сірка входить до складу багатьох органічних сполук (див. статті Тіофен (див.ТІОФЕН), Тіоли (див.ТІОЛИ)та інші).
Застосування
Близько половини сірки, що виробляється, використовується на виробництво сірчаної кислоти, близько 25% витрачається для отримання сульфітів, 10-15% - для боротьби зі шкідниками сільськогосподарських культур (головним чином винограду та бавовнику) (найбільше значення тут має розчин мідного купоросу CuSO 4 ·5H 2 O ), близько 10% використовується гумовою промисловістю для вулканізації гуми. Сірку застосовують при виробництві барвників та пігментів, вибухових речовин (вона досі входить до складу пороху), штучних волокон, люмінофорів (див.Люмінофори). Сірку використовують при виробництві сірників, тому що вона входить до складу, з якого виготовляють головки сірників. Сірку досі містять деякі мазі, якими лікують захворювання шкіри. Для надання сталям особливих властивостей у них вводять невеликі добавки сірки (хоча, як правило, домішка сірки небажана).
Біологічна роль
Сірка постійно присутня у всіх живих організмах, будучи важливим біогенним елементом (див.БІОГЕННІ ЕЛЕМЕНТИ). Її вміст у рослинах становить 0,3-1,2%, у тварин 0,5-2% (морські організми містять більше сірки, ніж наземні). Біологічне значення сірки визначається насамперед тим, що вона входить до складу амінокислот метіоніну (див.МЕТІОНІН)та цистеїну (див.Цистеїн)і, отже, до складу пептидів (див.ПЕПТИДИ)та білків. Дисульфідні зв'язки –S–S– у поліпетидних ланцюгах беруть участь у формуванні просторової структури білків, а сульфгідрильні групи (–SH) відіграють важливу роль в активних центрах ферментів. Крім того, сірка входить до молекул гормонів, важливих речовин. Багато сірки міститься в кератині волосся, кістках, нервовій тканині. Неорганічні сполуки сірки потрібні для мінерального живлення рослин. Вони служать субстратами окисних реакцій, що здійснюються поширеними у природі серобактеріями. (див.СЕРОБАКТЕРІЇ).
В організмі середньої людини (маса тіла 70 кг) міститься близько 1402 г сірки. Добова потреба дорослої людини у сірці – близько 4.
Однак за своїм негативним впливом на навколишнє середовище і сірка людини (точніше, її з'єднання) стоїть на одному з перших місць. Основне джерело забруднення сірої - спалювання кам'яного вугілля та інших видів палива, що містять сірку. При цьому близько 96% сірки, що міститься в паливі, потрапляє в атмосферу у вигляді сірчистого газу SO 2 .
У атмосфері сірчистий газ поступово окислюється до оксиду сірки (VI). Обидва оксиди - і оксид сірки (IV), і оксид сірки (VI) - взаємодіють із парами води з утворенням кислотного розчину. Потім ці розчини випадають як кислотних дощів. Опинившись у ґрунті, кислотні води пригнічують розвиток ґрунтової фауни та рослин. У результаті створюються несприятливі умови у розвиток рослинності, особливо у північних регіонах, де до суворого клімату додається хімічне забруднення. Внаслідок цього гинуть ліси, порушується трав'яний покрив, погіршується стан водойм. Кислотні дощі руйнують виготовлені з мармуру та інших матеріалів пам'ятники, більше того, вони спричиняють руйнування навіть кам'яних будівель та виробів із металів. Тому доводиться вживати різноманітних заходів щодо запобігання попаданню сполук сірки з палива в атмосферу. Для цього піддають очищенню від сполук сірки нафту і нафтопродукти, очищають гази, що утворюються при спалюванні палива.
Сама по собі сірка у вигляді пилу подразнює слизові оболонки, органи дихання і може спричинити серйозні захворювання. ГДК сірки повітря 0,07 мг/м 3 . - сераль, я … Російське словесне наголос

Жінки. одна з простих (нескладних, нерозкладних) речовин, плавка і сильно палива викопна вулканічного народження; як товар, звуть її: сірка палива. Порох робиться із селітри та сірки, з вугіллям. Живцева сірка, відлита паличками. | Сірка, сірка... Тлумачний словник Даля

СІРА- СЕРА, Sulfur, хім. елемент VІ гр. Менделєєвської системи, символ S, порядковий номер 16, ат. в. 32,07. Відома з найдавніших часів. У природі зустрічається у вигляді покладів водного (нептунічного) та вулканічного. походження. Зустрічається також у … Велика медична енциклопедія

СІРА- Хім. елемент, символ S (лат. Sulfur), ат. н. 16, ат. м. 32,06. Існує у вигляді кількох алотропних модифікацій; серед них сірка моноклинної модифікації (щільність 1960 кг/м3, tпл = 119°С) та ромбічна сірка (щільність 2070 кг/м3, ίπι = 112,8… Велика політехнічна енциклопедія

- (позначається S), хімічний елемент VI групи ПЕРІОДИЧНОЇ ТАБЛИЦІ, неметал, відомий з давніх-давен. Зустрічається в природі як у вигляді окремого елемента, так і у вигляді сульфідних мінералів, таких як ГАЛЕНІТ і ПІРИТ, і сульфатних мінералів, … Науково-технічний енциклопедичний словник

У міфології ірландських кельтів Сірка отець Парталона (див. розділ 6). Згідно з деякими джерелами, саме Сірка, а не Парталон був чоловіком Ділгнейд. (

Сірка досить поширена у природі. Її вміст у земній корі становить 0,0048 мас. %. Значна частина сірки зустрічається у самородному стані.

Також сірка зустрічається у формі сульфідів: пірит, халькопірит та сульфатів: гіпс, целестин та барит.

Багато сполук сірки міститься в нафті (тіофен C 4 H 4 S, органічні сульфіди) та нафтових газах (сірководень).

Оксид сери (VI) (серний ангідрид, треокіс сери, серний газ) SO 3 - вищий оксид сірки, тип хімічного зв'язку: ковалентна

Просторова модель молекули γ -SO 3

хімічний зв'язок. У звичайних умовах легколетюча безбарвна рідина із задушливим запахом. За температури нижче 16,9 °C застигає з утворенням суміші різних кристалічних модифікацій твердого SO 3 .

молекули SO 3 , що знаходяться в газовій фазі, мають плоску тригональну будову з симетрією D 3h (кут OSO = 120°, d(S-O) = 141 пм.) При переході в рідкий і кристалічний стан утворюються циклічний тримач і зигзагоподібні ланцюги.

Твердий SO 3 існує в α-, β-, γ- і δ-формах, з температурами плавлення відповідно 16,8, 32,5, 62,3 і 95 °C і розрізняються формою кристалів і ступеня полімеризації SO 3 . α-форма SO 3 складається переважно з молекул тримера. Інші кристалічні форми сірчаного ангідриду складаються з зигзагоподібних ланцюгів: ізольованих у β-SO 3 , з'єднаних у плоскі сітки у γ-SO 3 або у просторові структури у δ-SO 3 . При охолодженні з пара спочатку утворюється безбарвна, схожа на лід, нестійка α-форма, яка поступово переходить у присутності вологи у стійку β-форму - білі «шовковисті» кристали, схожі на азбест. Зворотний перехід β-форми у α-форму можливий лише через газоподібний стан SO 3 . Обидві модифікації повітря «димлять» (утворюються крапельки H 2 SO 4) внаслідок високої гігроскопічності SO 3 . Взаємний перехід до інших модифікацій протікає дуже повільно. Розмаїття форм триоксиду сірки пов'язане із здатністю молекул SO 3 полімеризуватися завдяки утворенню донорно-акцепторних зв'язків. Полімерні структури SO 3 легко переходять одна в одну, і твердий SO 3 зазвичай складається із суміші різних форм, відносний вміст яких залежить від умов отримання сірчаного ангідриду.

Кислотно-основні: SO 3 – типовий кислотний оксид, ангідрид сірчаної кислоти. Його хімічна активність досить велика. При взаємодії з водою утворює сірчану кислоту:

Однак у даній реакції сірчана кислота утворюється у вигляді аерозолі, і тому в промисловості оксид сірки(VI) розчиняють у сірчаній кислоті з утворенням олеуму, який розчиняють у воді до утворення сірчаної кислоти потрібної концентрації.

Забруднення біосфери сполуками сірки

Сірчистий газ so2Забруднення атмосфери сполуками сірки має важливі екологічні наслідки. В атмосферу надходять головним чином сірчистий газ та сірководень. Останнім часом починають привертати увагу й інші сполуки сірки, що утворюються внаслідок мікробіологічних процесів. Головні природні джерела сірчистого газу – вулканічна діяльність, а також процеси окислення сірководню та інших сполук сірки. За деякими розрахунками внаслідок вулканічної діяльності в атмосферу щороку потрапляє близько 4 мільйонів тонн сірчистого газу. Але набагато більше - близько 200-215 мільйонів тонн сірчистого газу - утворюється із сірководню, який надходить в атмосферу при розкладанні органічної речовини.

Промислові джерела сірчистого газу за інтенсивністю давно перевершили вулкани і зараз зрівнялися із сумарною інтенсивністю всіх природних джерел. У природі немає викопного палива, яке складалося б із одних вуглеводнів. Завжди є домішка інших елементів, і з них - сірка. Навіть природний газ містить принаймні сліди сірки. У сирій нафті, залежно від родовища, міститься від 0,1% до 5,5% сірки, а вугілля містить від 0,2% до 7% сірки. Тому спалювання палива дає 80-90 відсотків всього антропогенного сірчистого газу, причому найбільше (70 відсотків і більше) дає спалювання вугілля. Інші 10-20 відсотків припадають на виплавку кольорових металів та виробництво сірчаної кислоти. Сировиною для отримання міді, свинцю та цинку служать головним чином руди, що містять велику кількість сірки (до 45 відсотків). Ті ж руди та інші багаті сірої мінерали служать сировиною для отримання сірчаної кислоти.

Сірчистий газ дуже отруйний, він становить загрозу здоров'ю і навіть життю людини і тварин, завдає шкоди рослинності. У СРСР для сірчистого газу в атмосфері гранично допустимі концентрації (ГДК) для разового впливу – 0,5 міліграма на кубометр, середня за добу – 0,05, що у перерахунку на об'ємні концентрації дає 0,17 та 0,017 чнм, відповідно,

Звичайна концентрація сірчистого газу нижній частині атмосфери дорівнює 0,2 чнб. Однак його розподіл по земній кулі дуже нерівномірний. За вимірами на станціях спостереження за тлом (моніторингу), розташованих у різних районах світу і що знаходяться на відстані від безпосередніх антропогенних джерел цього газу, концентрації різняться в десятки та сотні разів. Найбільші концентрації спостерігаються у Північній півкулі, причому максимальних значень вони досягають у східних та центральних районах США, у Центральній Європі (10-14 мікрограмів на кубометр, або 3,4-4,8 чнб). У районах, де великих міст та промислових центрів менше (захід США, Європейська територія СРСР та ін.), концентрація сірчистого газу на порядок менша (1-4 мікрограми на кубометр, або 0,34-1,37 чнб), а в деяких більш чистих районах, як Кавказ і озеро Байкал, менше 0,1 мікрограми на кубометр, або 0,034 чнб. У Південній півкулі концентрація сірчистого газу в 1,5-2 рази нижча, ніж у Північній, над океаном суттєво нижча, ніж над континентом, причому над океаном концентрація збільшується з висотою, тоді як над континентами вона зменшується,

Загальна характеристика елементів групи VA.

Головна підгрупа V групи періодичної системи Д.І. Менделєєва включає п'ять елементів: типові p-елементи азот N, фосфор, а також подібні з ними елементи великих періодів миш'як As, сурму Sb, і вісмут Bi. Вони мають загальну назву пніктогени. Атоми цих елементів мають зовнішньому рівні по 5 електронів (конфігурація n s 2 n p 3).

У сполуках елементи виявляють ступінь окиснення від -3 до +5. Найбільш характерні ступені +3 та +5. Для вісмуту характерніша ступінь окислення +3.

При переході N до Bi радіус атома закономірно зростає. Зі збільшенням розмірів атомів зменшується енергія іонізації. Це означає, що зв'язок електронів зовнішнього енергетичного рівня з ядром у атомів слабшає, що призводить до послаблення неметалевих та посилення металевих властивостей у ряді від азоту до Bi.

Азот та фосфор – типові неметали, тобто. кислотоутворювачі. У миш'яку сильніше виражені неметалеві властивості. У сурми неметалеві та металеві властивості виявляються приблизно однаковою мірою. Для вісмуту характерне переважання металевих властивостей.

У атома азоту три неспарені електрони. Тому валентність азоту дорівнює трьом. Через відсутність у нього d-підрівня на зовнішньому рівні його електрони роз'єднатися не можуть. Проте внаслідок донорно-акцепторної взаємодії азот стає чотиривалентним.

У атомів фосфору та наступних елементів VА групи є вільні орбіталі на d-підрівні і переходячи в збуджений стан роз'єднаються 3s-електрони. У незбудженому стані у всіх елементів групи 5А валентність дорівнює 3, а в збудженому стані всіх, крім азоту, дорівнює п'яти.

Елементи цієї групи утворюють газоподібні водневі сполуки (гідриди) типу ЕН 3 у яких ступінь їх окислення -3.

Сірка розташована у VIа групі Періодичної системи хімічних елементів Д.І. Менделєєва.
На зовнішньому енергетичному рівні сірки міститься 6 електронів, які мають 3s 2 3p 4 . У сполуках з металами та воднем сірка виявляє негативний ступінь окислення елементів -2, у сполуках з киснем та іншими активними неметалами – позитивні +2, +4, +6. Сірка – типовий неметал, залежно від типу перетворення може бути окислювачем та відновником.

Знаходження сірки у природі

Сірка зустрічається у вільному (самородному) стані та пов'язаному вигляді.

Найважливіші природні сполуки сірки:

FeS 2 - залізний колчедан або пірит,

ZnS – цинкова обманка або сфалерит (вюрцит),

PbS - свинцевий блиск або галеніт,

HgS - кіновар,

Sb 2 S 3 – антимоніт.

Крім того, сірка присутня в нафті, природному вугіллі, природних газах, у природних водах (у вигляді сульфат-іону і зумовлює «постійну» жорсткість прісної води). Життєво важливий елемент для вищих організмів, складова частина багатьох білків, концентрується у волоссі.

Алотропні модифікації сірки

Алотропія- Це здатність одного і того ж елемента існувати в різних молекулярних формах (молекули містять різну кількість атомів одного і того ж елемента, наприклад, О2 і О3, S2 і S8, Р2 і Р4 і т.д).

Сірка відрізняється здатністю утворювати стійкі ланцюжки та цикли з атомів. Найбільш стабільні S 8 утворюють ромбічну і моноклинну сірку. Це кристалічна сірка - тендітна речовина жовтого кольору.

Відкриті ланцюги має пластична сірка, речовина коричневого кольору, яка виходить при різкому охолодженні розплаву сірки (пластична сірка вже через кілька годин стає крихкою, набуває жовтого кольору і поступово перетворюється на ромбічну).

1) ромбічна - S 8

t°пл. = 113°C; r = 2,07 г/см 3

Найбільш стійка модифікація.

2) моноклінна - темно-жовті голки

t°пл. = 119°C; r = 1,96 г/см 3

Стійка при температурі понад 96°С; за звичайних умов перетворюється на ромбічну.

3) пластична - коричнева гумоподібна (аморфна) маса

Нестійка, при затвердінні перетворюється на ромбічну.

Отримання сірки

1. Промисловий метод - виплавлення із руди за допомогою водяної пари.
2. Неповне окислення сірководню (при нестачі кисню):

2H 2 S + O 2 → 2S + 2H 2 O

1. Реакція Вакенродера:

2H 2 S + SO 2 → 3S + 2H 2 O

Хімічні властивості сірки

Окислювальні властивості сірки
(S 0 + 2ē→ S -2 )

1) Сірка реагує зі лужними без нагрівання:

S + O 2 - t ° → S +4 O 2

2S + 3O 2 - t °; pt → 2S +6 O 3

4) (крім йоду):

S + Cl 2 → S +2 Cl 2

S + 3F 2 → SF 6

Зі складними речовинами:

5) з кислотами - окислювачами:

S + 2H 2 SO 4 (конц) → 3S +4 O 2 + 2H 2 O

S+6HNO 3 (конц) → H 2 S +6 O 4 + 6NO 2 + 2H 2 O

Реакції диспропорціонування:

6) 3S 0 + 6KOH → K 2 S +4 O 3 + 2K 2 S -2 + 3H 2 O

7) сірка розчиняється в концентрованому розчині сульфіту натрію:

S 0 + Na 2 S +4 O 3 → Na 2 S 2 O 3 тіосульфат натрію

Сірка належить до елементу, що у VI-й групі головної підгрупи періодичної системи Д.И.Менделеева. Його електронна конфігурація атома 1s22s22p63s23p4.

Хімічні властивості.

1. Властивості простої речовини.

Сірка може виявляти як окисні, так і відновлювальні властивості. Окислювачем сірка є в першу чергу по відношенню до металів:

S + 2Na = Na2S S + Ca = CaS 3S +2Al = Al2S3

Як окислювач сірка виявляє свої властивості і при взаємодії з неметалами:

S + H2 = H2S 3S + 2P = P2S3 2S + C = CS2

Однак з неметалами, що мають електронегативність більшу, ніж у сірки, вона реагує як відновник:

S +3F2 = SF6 S + Cl2 = SCl2

Сірка реагує зі складними речовинами, як правило, окислювачами. Причому азотна кислота окислює її до сірчаної кислоти:

S + 6HNO3 = H2SO4 + 6NO2 + 2H2O

Інші окислювачі окислюють сірку до ступеня окислення (+4):

S + 2H2SO4 = 3SO2 + 2H2O 3S + 2KClO3 = 3SO2 + 2KCl

За механізмом реакції ДИСПРОПОРЦІОНУВАННЯ сірка реагує з лугами. У процесі цієї реакції утворюються сполуки сірки (-2) та (+4):

3S + 6KOH = K2SO3 + 2K2S + 3H2O

Безпосередньо з водою сірка не реагує, проте під час нагрівання піддається дисмутації в атмосфері водяної пари.

Сірка може бути отримана у процесі реакцій:

SO2 + 2CO = S + 2CO2 Na2S2O3 + 2HCl = S + SO2 + 2NaCl + H2O

З'єднання сірки (-2) з воднем називається сірководень – H2S. Сірководень – газ без кольору, неприємного запаху, важчий за повітря, дуже отруйний, мало розчинний у воді. Сірководень можна отримати різними способами. Зазвичай, у лабораторії, сірководень отримують, діючи на сульфіди сильними кислотами:

FeS + 2HCl = FeCl2 + H2S

Для сірководню та його солей характерні відновлювальні властивості:

H2S + SO2 = 3S + 2H2O

У лабораторії сірководень отримують:

FeS + 2HCl = FeCl2 + H2S

Cіроводень легко окислюється галогенами, оксидом сірки, хлоридом заліза (III):

H2S + Cl2 = 2HCl + S 2H2S + SO2 = 2H2O + 3S H2S + 2FeCl3 = 2FeCl2 + S + 2HCl

На повітрі сірководень окислює срібло, чим пояснюється почорніння срібних виробів з часом:

2H2S + 4Ag + O2 = 2Ag2S + 2H2O

Взаємодія з киснем

Оксид сірки (IV)

Сірчистий газ SO2 – безбарвний газ із задушливим різким запахом. При розчиненні його у воді (при 00С 1 об'єм води розчиняє більше 70 об'ємів SO2) утворюється сірчиста кислота H2SO3, яка відома лише у розчинах.

У лабораторних умовах для отримання SO2 діють на твердий сульфіт натрію концентрованою сірчаною кислотою:

Na2SO3 + 2H2SO4 = 2NaHSO4 + SO2 + H2O

У промисловості SO2 отримують при випалюванні сульфідних руд, наприклад піриту:

Сірка горить у кисні при 280 °С, на повітрі при 360 °С, при цьому утворюється суміш оксидів:

Оксид сірки (VI)

Сірчаний ангідрид SO3 при кімнатній температурі є безбарвною легко летючою рідиною (tкип=44,80С,tпл=16,80С), яка з часом переходить в азбестоподібну модифікацію, що складається з блискучих шовковистих кристалів. Волокна сірчаного ангідриду стійкі лише у запаяній посудині. Поглинаючи вологу повітря, вони перетворюються на густу безбарвну рідину – олеум (від лат. oleum – «олія»). Хоча формально олеум можна розглядати як розчин SO3 в H2SO4, насправді він є сумішшю різних піросерних кислот: H2S2O7, H2S3O10 і т.д. З водою SO3 взаємодіє дуже енергійно: при цьому виділяється так багато теплоти, що дрібні крапельки сірчаної кислоти, що утворюються, створюють туман. Працювати з цією речовиною потрібно дуже обережно.

2S + 3O2 = 2SO3.

Оксид сірки (VI) енергійно з'єднується з водою, утворюючи сірчану кислоту:

SO3 + H2O = H2SO4

Знаходження сірки у природі

Сірка широко поширена у природі. Вона становить 0,05 % маси земної кори. У вільному стані (самородна сірка) у великій кількості зустрічається в Італії (острів Сицилія) та США. Родовища самородної сірки є в Куйбишевській області (Поволжя), державах Середньої Азії, Криму та інших районах.

Сірка часто зустрічається як сполуки з іншими елементами. Найважливішими її природними сполуками є сульфіди металів: FeS2 – залізний колчедан, або пірит; HgS – кіновар та ін., а також солі сірчаної кислоти (кристаллогідрати):

Фізичні властивості сірки

Природна сірка складається із суміші чотирьох стійких ізотопів: ,.

Сірка утворює кілька алотропних модифікацій. Стійка при кімнатній температурі ромбічна сірка являє собою жовтий порошок, погано розчинний у воді, але добре розчинний у сірковуглецю, аніліну та деяких інших розчинниках. Погано проводить теплоту та електрику. При кристалізації з хлороформу CHCl3 або із сірковуглецю CS2 вона виділяється у вигляді прозорих кристалів октаедричної форми. Ромбічна сірка складається з циклічних молекул S8, що мають форму корони. При 1130Сона плавиться, перетворюючись на жовту легкорухливу рідину. При подальшому нагріванні розплав загусає, так як у ньому утворюються довгі полімерні ланцюжки. Якщо ж нагріти сірку до 444,60С, вона закипає. Виливаючи киплячу сірку тонкою цівкою в холодну воду, можна отримати пластичну сірку - гумоподібну модифікацію, що складається з полімерних ланцюжків. При повільному охолодженні розплаву утворюються темно-жовті голчасті кристали моноклинної сірки. (tпл = 1190C). Подібно до ромбічної сірки, ця модифікація складається з молекул S8. При кімнатній температурі пластична та моноклінна сірка нестійкі та мимоволі перетворюються на порошок ромбічної сірки.

Урок хімії на тему "Оксид сірки( VI ). Сірчана кислота."

Хайруддінов Борис Анатолійович.

Цілі:

Освітні – створити умови для самостійного вивчення хімічних властивостей сірчаної кислоти, промислового значення та застосування сірчаної кислоти та її солей.

Розвиваючі – сприяти розвитку умінь аналізувати зміст навчального матеріалу, проводити хімічний експеримент, розвитку умінь складати іонні та окисно-відновні рівняння хімічних реакцій.

Виховні – сприяти розвитку пізнавальної активності учнів, уміння формулювати та висловлювати свої думки, логічно розмірковувати.

Завдання:

Освітні : розглянути фізичні та хімічні властивості (загальні з іншими кислотами та специфічні) сірчаної кислоти, отримання, показати велике значення сірчаної кислоти та її солей у народному господарстві, звернути увагу учнів на екологічну проблему, пов'язану з виробництвом сірчаної кислоти.

Виховні : Продовжити формування у учнів діалектико-матеріалістичного розуміння природи

Розвиваючі : Розвиток умінь та навичок, робота з підручником та додатковою літературою, правила роботи на робочому столі, вміння систематизувати та узагальнювати, встановлювати причинно-наслідкові зв'язки, доказово та грамотно викладати свої думки, робити висновки, складати схеми, замальовувати.

Тип уроку: Комбінований.

Обладнання: Комп'ютер, проектор, екран, презентація, ПСХЕ ім. Д. І. Менделєєва; таблиця "Електрохімічний ряд напруг металів"; спиртування, пробірки, тримачі, хімічний штатив.

Реактиви: H 2 SO 4 (розб. та конц.), індикатори, мідь, цинк, гідроксид натрію (розчин), карбонат натрію, хлорид барію, цукорC 12 H 22 O 11 .

Форми та методи роботи на уроці: фронтальний, пояснювально - ілюстративний, наочний, ІКТ.

ХІД УРОКУ

1. Організаційний момент

2. Актуалізація знань учнів. На минулому уроці ми вивчили оксид сірки(IV) та сірчисту кислоту, їх фізичні та хімічні властивості.

Індивідуальна робота за картками (2 учні на вибір) :

Картка 1
З якими з цих речовин, формули яких: H 2 O, BaO, CO 2 може взаємодіяти з оксидом сірки (4). Складіть рівняння хімічних реакцій.

Картка 2
З якими з цих речовин, формули яких: Pb(NO 3 ) 2 , H 2 O, O 2 , CO 2 може взаємодіяти сірководень. Складіть рівняння хімічних реакцій.

Фронтальне опитування:

Де у природі зустрічається сірководень?

Яке значення має сірководень?

Які фізичні властивості має сірчистий газ?

Який це оксид і які властивості він виявляє?

Які солі утворює сірчиста кислота? Де використовується сірчистий газ та солі сірчистої кислоти?

Які властивості має сірчиста кислотаH 2 SO 3 ?

3. Вивчення нового матеріалу: Оксид сірки (VI) - SO 3 (сірчаний ангідрид) (Слайд)

«І пролив Господь на Содом та Гоморру дощем сірку та вогонь від Господа з неба.

І скинув міста, і всю околицю, і всіх мешканців міст. І встав Авраам …і глянув до Содома та Гоморри, і на весь простір околиці, і побачив: ось, дим піднімається із землі, як дим із печі…». (Біблія. Буття 19: 24-28). У 2000 році британські археологи встановили точне місцезнаходження цих знищених міст на дні Мертвого моря. землетрус, пожежа, а потім ще й дощ із сірчаної кислоти. На думку Страбона, була загибель цих міст.

Питання учням: Як на вашу думку, чи можливе підтвердження гіпотези Страбону з погляду розглянутих властивостей оксиду сірки (VI)?Оксид сірки або сірчаний ангідрид, за звичайних умов є безбарвною рідиною, що кипить при 44,6*С, при 16,8*С вона застигає в металеву прозору масу. при нагріванні вище 50 * С кристали не плавлячись займаються. Вкрай гігроскопічний. Сірчаний ангідрид дуже енергійно, з виділенням великої кількості теплоти, взаємодіє з водою, утворюючи сірчану кислоту. При розчиненніSO 3 у воді виділяється велика кількість теплоти, і якщо додати до води велика кількістьSO 3 відразу, може статися вибух.SO 3 добре розчиняється у конц. сірчаної кислоти, утворюючи так званий олеум. Має всі властивості кислотних оксидів: реагує з основними оксидами і основами.

Взаємодіє з водою утворенням сірчаної кислоти: (слайд)

SO 3 + H 2 O=H 2 SO 4

Взаємодіє з основами:

2КOH+ SO 3 =До 2 SO 4 + H 2 O; утворюється при окисленні сірчистого газу: 2SO 2 + O 2= 2 SO 3 кат-р:t’, V 2 O 5 ;

4 . Мотивація пізнавальної діяльності:

Вчитель:

“Я розчиню будь-який метал.
Мене алхімік отримував
У реторті керамічний простий.
Славу я головною кислотою...
Коли сама я розчиняюся у воді,
То сильно нагріваюсь…”

Вчитель: Про яку кислоту йдеться?

Учні: Сірчана кислота

Я хочу вам розповісти казку про сірчану кислоту. Казка називається "Пригоди Сірчаної кислоти". (Слайд)

В одному хімічному королівстві у Королеви Води та Його Величності Оксиду Сірки Шестивалентного народилося немовля.

Всім хотілося, щоб світ з'явився хлопчик – спадкоємець престолу. Але щойно немовляті пов'язали синю стрічку, вона відразу почервоніла. Усі зрозуміли, що народилася дівчинка.

Досвід 1. У колбу із розчином сірчаної кислоти додаємо синій лакмус. Забарвлення змінилося на червоне.

Дівчинці дали гарне ім'я – Кислота, а прізвище батька – Сірчане. Давайте згадаємо її склад та будову.

Фізичні властивості.

Вчитель: Сірчана кислота - безбарвна, важка, нелетюча рідина, гігроскопічна (водотнімає). Тому її використовують для осушення газів. При розчиненні у воді відбувається дуже сильне розігрівання.Пам'ятайте, що не можна вливати воду в концентровану сірчану кислоту!

– Яке є правило розчинення концентрованої сірчаної кислоти?

Чому саме так розбавляють сірчану кислоту?

(сірчана кислота майже в 2 рази важча за воду і при розчиненні розігрівається).

Сірчана кислота - сильний електроліт, але як двоосновна кислота, дисоціація йде східчасто.

Написати східчасту дисоціацію сірчаної кислоти.

Таким чином, утворюється два види солей: середня та кисла.

Отримання. Сірчана кислота підросла і почала цікавитися своїми численними родичами. Разом з батьками вона склала генеалогічне дерево – весь родовід кислоти.

(Слайд)

Сірка---→Оксид сірки(IV) ---→Оксид сірки(VI) ---→Сірчана кислота---→Сульфати
Кисень---→Вода---→Сірчана кислота---→Сульфати.

І Сірчана кислота зрозуміла, що у майбутньому свого синочка – спадкоємця престолу назве Сульфатом.

Вчитель: Що можна використовувати як хім. сировини для виробництва сірчаної кислоти? (сірка, сірководень, сірчистий газ, сірчаний ангідрид та сульфіди металів).

Давайте тепер докладно розглянемофізичні та хімічні властивостісірчаної кислоти

Знаходження у природі .

Вчитель: Багато хто вважає, що сірчана кислота виходить лише штучно.Це не вірно. Сірчана кислота та оксид сірки(6) знайдені у деяких водах вулканічного походження.

Властивості сірчаної кислоти .

Вчитель: Перш ніж з'ясувати, хімічні властивості сірчаної кислоти згадаймо загальні властивості кислот.

– Які хімічні властивості мають кислоти? (З металами, оксидами, основами, солями).

– За якими ознаками можна визначити, що сталася хімічна реакція? (запах, колір, газ, осад).

Чи багато, чи мало часу пройшло з того часу, як виповнилося кислоті 18 років, але тільки захотілося їй вирушити у подорож. Захотілося подивитися світ, себе показати. Довго йшла вона дорогою і дійшла до розвилки. На узбіччі вона побачила великий камінь, на якому було написано: Направо підеш – до кислот прийдеш, ліворуч підеш – до солей потрапиш, Прямо підеш – свій шлях знайдеш. Задумалася кислота. Як знайти правильний шлях? Допоможемо їй.

Пам'ятаємо та дотримуємося правил техніки безпеки.

Досвід 2 Візьміть дві пробірки.

В одну пробірку помістіть Zn, в іншу пробірку помістіть Cu, обидві пробірки прилийте розчин сірчаної кислоти.

Що спостерігаєте?

Запишіть рівняння хімічних реакцій в окислювально-відновному вигляді.

Висновок 1: Розчинна сірчана кислота взаємодіє з металами до водню. Сірка в сірчаній кислоті виявляє лише окисні властивості. Чому? (т.к. сірка знаходиться у вищому ступені окислення)

Завдання 3

Досвід 3У пробірку налийте розчин NaOH, потім додайте фенолфталеїн.

Що спостерігаєте?

Додайте розчин сірчаної кислоти.

Що спостерігаєте?

Висновок 3: Розчинна сірчана кислота взаємодіє з основами.

На своєму шляху Сірчана кислота познайомилася з двома принцами. Одного звали Карбонат Натрію, іншого Хлорид барію. Але з першим принцом сірчана кислота не знайшла спільної мови – при наближенні до Карбонату Натрію він зник, після нього залишилися лише бульбашки газу. А другий принц зробив сірчаній кислоті пропозицію і подарував їй шикарну Білу весільну сукню.

Досвід 4Візьміть дві пробірки.

В одну пробірку налийте розчин Na 2 CO 3 в іншу пробірку розчин BaCl 2 , обидві пробірки прилийте розчин сірчаної кислоти.

Що спостерігаєте?

Висновок 4: Розчинна сірчана кислота взаємодіє із солями.

Висновок 5: Розведена сірчана кислота має спільні властивості, характерні для всіх кислот.

Вчитель: Крім того, сірчана кислота має специфічні властивості. Концентрована сірчана кислота здатна відщеплювати від органічних речовин воду, обвугуючи їх.

Після весілля Сірчана кислота разом із нареченим вирушила у подорож. День був спекотний і вони вирішили відпочити та випити солодкого чаю. Але як тільки кислота торкнулася цукру, то побачила щось дивне.Досвід 5. Цукор таконц.Сірчана кислота.

Хлорид барію та її наречена Сірчана кислота дійшли до ювелірного магазину, щоб купити весільні кільця. Коли кислота підійшла до вітрини, їй одразу захотілося приміряти прикраси. Але коли вона одягла на свій палець кільця з міді та срібла, вони відразу розчинилися. Тільки вироби із золота та платини залишилися у незмінному вигляді. Чому?(Учні відповідають).

Через деякий час у Сірчаної кислоти і Хлорида барію народився чудовий малюк, у нього було біле волосся і назвали його Сульфатом Барія. Ось і казки кінець, а хто слухав – МОЛОДЕЦЬ!

Застосування.

(Сірчана кислота залишилася жити у місті і принесла багато користі.)

Вчитель: Сірчана кислота – найважливіший продукт основний хімічної промисловості: виробництво мінеральних добрив, металургія, очищення нефтепродуктов. Її солі, наприклад мідний купорос використовують у сільському господарстві для боротьби зі шкідниками та хворобами рослин (робота за таблицею підручника).

1. Виробництво мінеральних добрив.
2. Очищення нафтопродуктів.
3. Синтез барвників та ліків.
4. Виробництво кислот та солей.
5. Сушіння газів.
6. Металургія.

Закріплення: Наше закріплення проходитиме у формі гри. Наш клас розділений на три команди, за кожну правильну відповідь команда отримує жетон. Наш 1-й конкурс«розминка»Девіз «Хто мало знає, тому і це багато. Хто багато знає, тому цього мало.»

1. Які фізичні властивості має сірчанакислота? 2. Як відрізнити сульфати з інших солей? 3. Застосування сірчистої кислоти.

4. Назвіть її алотропні видозміни сірки.
5. Чим відрізняються за властивостями два оксиди сірки? 6. Як їх одержують і де використовують?
7. Порівняйте за будовою та властивостями озон та кисень.
8. Яким способом можна одержати сірчисту кислоту?
9. Чому її називають «купоросною олією»?
10. Які солі утворює сірчиста кислота? « Якщо природа дає добро, то хімічні реакції йдуть самі собою», це девіз нашого наступного конкурсу –«Перетворення».Здійснити « ланцюжок» перетворень. 1) Zn-> ZnSO4 ->Zn(OH)2 ->ZnSO4 ->BaSO4

2) S -> SO2 -> SO3 -> H2SO4 -> K2SO4

3)S->H2S->SO2->Na2SO3->BaSO3

3-й конкурс«Хіміки та Хімічки»,девіз конкурсу «Одна голова добре, а дві краще»

Графічний диктант : так «+», ні «-»

1.Оксид сірки (IV) це сірчистий газ?

2. Оксид сірки (IV) – безбарвний газ із різким запахом, важчий за повітря, отруйний?

3 . Оксид сірки (IV) погано розчинний у воді? -

4. Сірчистий газ має властивості кислотного оксиду при розчиненні його у воді утворюється сірчана кислота?

5. SO 2 реагує із основними оксидами?

6 .SO 2 реагує із лугами?

7. В оксиді сірки (IV)SO 2 ступінь окиснення +2? -

8.Сірчистий газ виявляє властивості окислювача та відновника?

9. Перша допомога при отруєнні газами: сірководнем, сірчистим газом: промивання носа, порожнини рота 2% розчином гідрокарбонату натріюNaHCO 3 , спокій, свіже повітря.

10. Сірчиста кислота дисоціює ступінчасто?

11. H 2 SO 3 утворює два ряди солей: - середні (сульфіти), - кислі (гідросульфіти)

Домашнє завдання: § 21, с. 78, упр. №2, 3.