Приведите примеры уравнений реакций с простыми и сложными веществами в которых сера

Видео:Химические уравнения // Как Составлять Уравнения Реакций // Химия 9 классСкачать

Сера. Химия серы и ее соединений

Положение в периодической системе химических элементов

Сера расположена в главной подгруппе VI группы (или в 15 группе в современной форме ПСХЭ) и в третьем периоде периодической системы химических элементов Д.И. Менделеева.

Электронное строение серы

Электронная конфигурация серы в основном состоянии :

Атом серы содержит на внешнем энергетическом уровне 2 неспаренных электрона и две неподеленные электронные пары в основном энергетическом состоянии. Следовательно, атом серы может образовывать 2 связи по обменному механизму, как и кислород. Однако, в отличие от кислорода, за счет вакантной 3d орбитали атом серы может переходить в возбужденные энергетические состояния. Электронная конфигурация серы в первом возбужденном состоянии:

Электронная конфигурация серы во втором возбужденном состоянии:

Таким образом, максимальная валентность серы в соединениях равна VI (в отличие от кислорода). Также для серы характерна валентность — IV.

Степени окисления атома серы – от -2 до +4. Характерные степени окисления -2, 0, +4, +6.

Физические свойства и нахождение в природе

Сера образует различные простые вещества (аллотропные модификации).

Наиболее устойчивая модификация серы – ромбическая сера S₈. Это хрупкое вещество желтого цвета .

Моноклинная сера – это аллотропная модификация серы, в которой атомы соединены в циклы в виде «короны» . Это твердое вещество, состоящее из темно-желтых игл, устойчивое при температуре более 96 о С, а при обычной температуре превращающееся в ромбическую серу.

Пластическая сера – это вещество, состоящее из длинных полимерных цепей. Коричневая резиноподобная аморфная масса, нерастворимая в воде.

В природе сера встречается:

• в самородном виде;
• в составе сульфидов (сульфид цинка ZnS, пирит FeS₂, сульфид ртути HgS — киноварь и др.)
• в составе сульфатов (CaSO₄·2H₂O гипс, Na₂SO₄·10H₂O — глауберова соль)

Соединения серы

Типичные соединения серы:

Способы получения серы

1. В промышленных масштабах серу получают открытым способом на месторождениях самородной серы, либо из вулканов. Из серной руды серу получают также пароводяными, фильтрационными, термическими, центрифугальными и экстракционными методами. Пароводяной метод — это выплавление из руды с помощью водяного пара.

2. Способ получения серы в лаборатории – неполное окисление сероводорода.

3. Еще один способ получения серы – взаимодействие сероводорода с оксидом серы (IV):

Химические свойства серы

В нормальных условиях химическая активность серы невелика: при нагревании сера активна, и может быть как окислителем, так и восстановителем.

1. Сера проявляет свойства окислителя (при взаимодействии с элементами, которые расположены ниже и левее в Периодической системе) и свойства восстановителя (с элементами, расположенными выше и правее). Поэтому сера реагирует с металлами и неметаллами .

1.1. При горении серы на воздухе образуется оксид серы (IV) :

1.2. При взаимодействии серы с галогенами (со всеми, кроме йода) образуются галогениды серы:

1.3. При взаимодействии фосфора и углерода с серой образуются сульфиды фосфора и сероуглерод:

2S + C → CS₂

1.4. При взаимодействии с металлами сера проявляет свойства окислителя, продукты реакции называют сульфидами. С щелочными металлами сера реагирует без нагревания, а с остальными металлами (кроме золота и платины) – только при нагревании.

Например , железо и ртуть реагируют с серой с образованием сульфидов железа (II) и ртути:

S + Fe → FeS

S + Hg → HgS

Еще пример : алюминий взаимодействует с серой с образованием сульфида алюминия:

1.5. С водородом сера взаимодействует при нагревании с образованием сероводорода:

2. Со сложными веществами сера реагирует, также проявляя окислительные и восстановительные свойства. Сера диспропорционирует при взаимодействии с некоторыми веществами.

2.1. При взаимодействии с окислителями сера окисляется до оксида серы (IV) или до серной кислоты (если реакция протекает в растворе).

Например , азотная кислота окисляет серу до серной кислоты:

Серная кислота также окисляет серу. Но, поскольку S +6 не может окислить серу же до степени окисления +6, образуется оксид серы (IV):

Соединения хлора, например , бертолетова соль , также окисляют серу до +4:

S + 2KClO₃ → 3SO₂ + 2KCl

Взаимодействие серы с сульфитами (при кипячении) приводит к образованию тиосульфатов:

2.2. При растворении в щелочах сера диспропорционирует до сульфита и сульфида.

Например , сера реагирует с гидроксидом натрия:

При взаимодействии с перегретым паром сера диспропорционирует:

Сероводород

Строение молекулы и физические свойства

Сероводород H₂S – это бинарное соединение водорода с серой, относится к летучим водородным соединениям. Следовательно, сероводород бесцветный ядовитый газ, с запахом тухлых яиц. Образуется при гниении. В твердом состоянии имеет молекулярную кристаллическую решетку.

Геометрическая форма молекулы сероводорода похожа на структуру воды — уголковая молекула. Но валентный угол H-S-H меньше, чем угол H-O-H в воде и составляет 92,1 о .

Способы получения сероводорода

В лаборатории сероводород получают действием минеральных кислот на сульфиды металлов, расположенных в ряду напряжений левее железа.

Например , при действии соляной кислоты на сульфид железа (II):

FeS + 2HCl → FeCl₂ + H₂S↑

Еще один способ получения сероводорода – прямой синтез из водорода и серы:

Еще один лабораторный способ получения сероводорода – нагревание парафина с серой.

Видеоопыт получения и обнаружения сероводорода можно посмотреть здесь.

Химические свойства сероводорода

1. В водном растворе сероводород проявляет слабые кислотные свойства. Взаимодействует с сильными основаниями, образуя сульфиды и гидросульфиды:

Например , сероводород реагирует с гидроксидом натрия:

H₂S + 2NaOH → Na₂S + 2H₂O
H₂S + NaOH → NaНS + H₂O

2. Сероводород H₂S – очень сильный восстановитель за счет серы в степени окисления -2. При недостатке кислорода и в растворе H₂S окисляется до свободной серы (раствор мутнеет):

В избытке кислорода:

3. Как сильный восстановитель, сероводород легко окисляется под действием окислителей.

Например, бром и хлор окисляют сероводород до молекулярной серы:

H₂S + Br₂ → 2HBr + S↓

H₂S + Cl₂ → 2HCl + S↓

Под действием избытка хлора в водном растворе сероводород окисляется до серной кислоты:

Например , азотная кислота окисляет сероводород до молекулярной серы:

При кипячении сера окисляется до серной кислоты:

Прочие окислители окисляют сероводород, как правило, до молекулярной серы.

Например , оксид серы (IV) окисляет сероводород:

Соединения железа (III) также окисляют сероводород:

H₂S + 2FeCl₃ → 2FeCl₂ + S + 2HCl

Бихроматы, хроматы и прочие окислители также окисляют сероводород до молекулярной серы:

Серная кислота окисляет сероводород либо до молекулярной серы:

Либо до оксида серы (IV):

4. Сероводород в растворе реагирует с растворимыми солями тяжелых металлов : меди, серебра, свинца, ртути, образуя черные сульфиды, нерастворимые ни в воде, ни в минеральных кислотах.

Например , сероводород реагирует в растворе с нитратом свинца (II). при этом образуется темно-коричневый (почти черный) осадок, нерастворимый ни в воде, ни в минеральных кислотах:

Взаимодействие с нитратом свинца в растворе – это качественная реакция на сероводород и сульфид-ионы.

Видеоопыт взаимодействия сероводорода с нитратом свинца можно посмотреть здесь.

Сульфиды

Сульфиды – это бинарные соединения серы и металлов или некоторых неметаллов, соли сероводородной кислоты.

По растворимости в воде и кислотах сульфиды разделяют на растворимые в воде, нерастворимые в воде, но растворимые в минеральных кислотах, нерастворимые ни в воде, ни в минеральных кислотах, гидролизуемые водой.

Способы получения сульфидов

1. Сульфиды получают при взаимодействии серы с металлами . При этом сера проявляет свойства окислителя.

Например , сера взаимодействует с магнием и кальцием:

S + Mg → MgS

S + Ca → CaS

Сера взаимодействует с натрием:

S + 2Na → Na₂S

2. Растворимые сульфиды можно получить при взаимодействии сероводорода и щелочей.

Например , гидроксида калия с сероводородом:

3. Нерастворимые сульфиды получают взаимодействием растворимых сульфидов с солями (любые сульфиды) или взаимодействием сероводорода с солями (только черные сульфиды).

Например , при взаимодействии нитрата меди и сероводорода:

Еще пример : взаимодействие сульфата цинка с сульфидом натрия:

Химические свойства сульфидов

1. Растворимые сульфиды гидролизуются по аниону, среда водных растворов сульфидов щелочная:

K₂S + H₂O ⇄ KHS + KOH
S 2– + H₂O ⇄ HS – + OH –

2. Сульфиды металлов, расположенных в ряду напряжений левее железа (включительно), растворяются в сильных минеральных кислотах .

Например , сульфид кальция растворяется в соляной кислоте:

CaS + 2HCl → CaCl₂ + H₂S

А сульфид никеля, например , не растворяется:

NiS + HСl ≠

3. Нерастворимые сульфиды растворяются в концентрированной азотной кислоте или концентрированной серной кислоте . При этом сера окисляется либо до простого вещества, либо до сульфата.

Например , сульфид меди (II) растворяется в горячей концентрированной азотной кислоте:

или горячей концентрированной серной кислоте:

4. Сульфиды проявляют восстановительные свойства и окисляются пероксидом водорода, хлором и другими окислителями.

Например , сульфид свинца (II) окисляется пероксидом водорода до сульфата свинца (II):

Еще пример : сульфид меди (II) окисляется хлором:

СuS + Cl₂ → CuCl₂ + S

5. Сульфиды горят (обжиг сульфидов). При этом образуются оксиды металла и серы (IV).

Например , сульфид меди (II) окисляется кислородом до оксида меди (II) и оксида серы (IV):

2CuS + 3O₂ → 2CuO + 2SO₂

Аналогично сульфид хрома (III) и сульфид цинка:

2ZnS + 3O₂ → 2SO₂ + ZnO

6. Реакции сульфидов с растворимыми солями свинца, серебра, меди используют как качественные на ион S 2− .

Сульфиды свинца, серебра и меди — черные осадки, нерастворимые в воде и минеральных кислотах:

7. Сульфиды трехвалентных металлов (алюминия и хрома) разлагаются водой (необратимый гидролиз).

Например , сульфид алюминия разлагается до гидроксида алюминия и сероводорода:

Разложение происходит и взаимодействии солей трехвалентных металлов с сульфидами щелочных металлов.

Например , сульфид натрия реагирует с хлоридом алюминия в растворе. Но сульфид алюминия не образуется, а сразу же необратимо гидролизуется (разлагается) водой:

Оксиды серы

Оксид серы (IV)

Оксид серы (IV) – это кислотный оксид . Бесцветный газ с резким запахом, хорошо растворимый в воде.

Cпособы получения оксида серы (IV):

1. Сжигание серы на воздухе :

2. Горение сульфидов и сероводорода:

2CuS + 3O₂ → 2SO₂ + 2CuO

3. Взаимодействие сульфитов с более сильными кислотами:

Например , сульфит натрия взаимодействует с серной кислотой:

4. Обработка концентрированной серной кислотой неактивных металлов.

Например , взаимодействие меди с концентрированной серной кислотой:

Химические свойства оксида серы (IV):

Оксид серы (IV) – это типичный кислотный оксид. За счет серы в степени окисления +4 проявляет свойства окислителя и восстановителя .

1. Как кислотный оксид, сернистый газ реагирует с щелочами и оксидами щелочных и щелочноземельных металлов .

Например , оксид серы (IV) реагирует с гидроксидом натрия. При этом образуется либо кислая соль (при избытке сернистого газа), либо средняя соль (при избытке щелочи):

SO_2(изб) + NaOH → NaHSO₃

Еще пример : оксид серы (IV) реагирует с основным оксидом натрия:

2. При взаимодействии с водой S O₂ образует сернистую кислоту. Реакция обратимая, т.к. сернистая кислота в водном растворе в значительной степени распадается на оксид и воду.

3. Наиболее ярко выражены восстановительные свойства SO₂. При взаимодействии с окислителями степень окисления серы повышается.

Например , оксид серы окисляется кислородом на катализаторе в жестких условиях. Реакция также сильно обратимая:

Сернистый ангидрид обесцвечивает бромную воду:

Азотная кислота очень легко окисляет сернистый газ:

Озон также окисляет оксид серы (IV):

Качественная реакция на сернистый газ и на сульфит-ион – обесцвечивание раствора перманганата калия:

Оксид свинца (IV) также окисляет сернистый газ:

4. В присутствии сильных восстановителей SO₂ способен проявлять окислительные свойства.

Например , при взаимодействии с сероводородом сернистый газ восстанавливается до молекулярной серы:

Оксид серы (IV) окисляет угарный газ и углерод:

SO₂ + 2CO → 2СО₂ + S

Оксид серы (VI)

Оксид серы (VI) – это кислотный оксид. При обычных условиях – бесцветная ядовитая жидкость. На воздухе «дымит», сильно поглощает влагу.

Способы получения. Оксид серы (VI) получают каталитическим окислением оксида серы (IV) кислородом.

Сернистый газ окисляют и другие окислители, например , озон или оксид азота (IV):

Еще один способ получения оксида серы (VI) – разложение сульфата железа (III):

Химические свойства оксида серы (VI)

1. Оксид серы (VI) активно поглощает влагу и реагирует с водой с образованием серной кислоты:

2. Серный ангидрид является типичным кислотным оксидом , взаимодействует с щелочами и основными оксидами.

Например , оксид серы (VI) взаимодействует с гидроксидом натрия. При этом образуются средние или кислые соли:

SO_{3(избыток)} + NaOH → NaHSO₄

Еще пример : оксид серы (VI) взаимодействует с оксидом оксидом (при сплавлении):

SO₃ + MgO → MgSO₄

3. Серный ангидрид – очень сильный окислитель , так как сера в нем имеет максимальную степень окисления (+6). Он энергично взаимодействует с такими восстановителями, как иодид калия, сероводород или фосфор:

4. Растворяется в концентрированной серной кислоте, образуя олеум – раствор SO₃ в H₂SO₄.

Серная кислота

Строение молекулы и физические свойства

Серная кислота H₂SO₄ – это сильная кислота, двухосновная, прочная и нелетучая. При обычных условиях серная кислота – тяжелая маслянистая жидкость, хорошо растворимая в воде.

Растворение серной кислоты в воде сопровождается выделением значительного количества кислоты. Поэтому по правилам безопасности в лаборатории при смешивании серной кислоты и воды мы добавляем серную кислоту в воду небольшими порциями при постоянном перемешивании.

Валентность серы в серной кислоте равна VI.

Способы получения

1. Серную кислоту в промышленности производят из серы, сульфидов металлов, сероводорода и др. Один из вариантов — производство серной кислоты из пирита FeS₂.

Основные стадии получения серной кислоты :

• Сжигание или обжиг серосодержащего сырья в кислороде с получением сернистого газа.
• Очистка полученного газа от примесей.
• Окисление сернистого газа в серный ангидрид.
• Взаимодействие серного ангидрида с водой.

Рассмотрим основные аппараты, используемые при производстве серной кислоты из пирита (контактный метод):

Общие научные принципы химического производства:

1. Непрерывность.
2. Противоток
3. Катализ
4. Увеличение площади соприкосновения реагирующих веществ.
5. Теплообмен
6. Рациональное использование сырья

Химические свойства

Серная кислота – это сильная двухосновная кислота .

1. Серная кислота практически полностью диссоциирует в разбавленном в растворе по первой ступени:

По второй ступени серная кислота диссоциирует частично, ведет себя, как кислота средней силы:

HSO₄ – ⇄ H + + SO₄ 2–

2. Серная кислота реагирует с основными оксидами, основаниями, амфотерными оксидами и амфотерными гидроксидами.

Например , серная кислота взаимодействует с оксидом магния:

Еще пример : при взаимодействии серной кислоты с гидроксидом калия образуются сульфаты или гидросульфаты:

Серная кислота взаимодействует с амфотерным гидроксидом алюминия:

3. Серная кислота вытесняет более слабые из солей в растворе (карбонаты, сульфиды и др.). Также серная кислота вытесняет летучие кислоты из их солей (кроме солей HBr и HI).

Например , серная кислота взаимодействует с гидрокарбонатом натрия:

Или с силикатом натрия:

Концентрированная серная кислота реагирует с твердым нитратом натрия. При этом менее летучая серная кислота вытесняет азотную кислоту:

Аналогично – концентрированная серная кислота вытесняет хлороводород из твердых хлоридов, например , хлорида натрия:

4. Т акже серная кислота вступает в обменные реакции с солями .

Например , серная кислота взаимодействует с хлоридом бария:

5. Разбавленная серная кислота взаимодействует с металлами, которые расположены в ряду активности металлов до водорода. При этом образуются соль и водород.

Например , серная кислота реагирует с железом. При этом образуется сульфат железа (II):

Серная кислота взаимодействует с аммиаком с образованием солей аммония:

Концентрированная серная кислота является сильным окислителем . При этом она обычно восстанавливается до сернистого газа SO₂. С активными металлами может восстанавливаться до серы S, или сероводорода Н₂S.

Железо Fe, алюминий Al, хром Cr пассивируются концентрированной серной кислотой на холоде. При нагревании реакция возможна.

При взаимодействии с неактивными металлами концентрированная серная кислота восстанавливается до сернистого газа:

При взаимодействии с щелочноземельными металлами и магнием концентрированная серная кислота восстанавливается до серы:

При взаимодействии с щелочными металлами и цинком концентрированная серная кислота восстанавливается до сероводорода:

6. Качественная реакция на сульфат-ионы – взаимодействие с растворимыми солями бария. При этом образуется белый кристаллический осадок сульфата бария:

Видеоопыт взаимодействия хлорида бария и сульфата натрия в растворе (качественная реакция на сульфат-ион) можно посмотреть здесь.

7. Окислительные свойства концентрированной серной кислоты проявляются и при взаимодействии с неметаллами.

Например , концентрированная серная кислота окисляет фосфор, углерод, серу. При этом серная кислота восстанавливается до оксида серы (IV):

Уже при комнатной температуре концентрированная серная кислота окисляет галогеноводороды и сероводород:

Сернистая кислота

Сернистая кислота H₂SO₃ – это двухосновная кислородсодержащая кислота. При нормальных условиях — неустойчивое вещество, которое распадается на диоксид серы и воду.

Валентность серы в сернистой кислоте равна IV, а степень окисления +4.

Химические свойства

1. Сернистая кислота H₂SO₃ в водном растворе – двухосновная кислота средней силы. Частично диссоциирует по двум ступеням:

HSO₃ – ↔ SO₃ 2– + H +

2. Сернистая кислота самопроизвольно распадается на диоксид серы и воду:

Соли серной кислоты – сульфаты

Серная кислота образует два типа солей: средние – сульфаты, кислые – гидросульфаты.

1. Качественная реакция на сульфат-ионы – взаимодействие с растворимыми солями бария. При этом образуется белый кристаллический осадок сульфата бария:

Видеоопыт взаимодействия хлорида бария и сульфата натрия в растворе (качественная реакция на сульфат-ион) можно посмотреть здесь.

2. Сульфаты таких металлов, как медь Cu, алюминий Al, цинк Zn, хром Cr, железо (II) Fe подвергаются термическому разложению на оксид металла, диоксид серы SO₂ и кислород O₂;

При разложении сульфата железа (II) в FeSO₄ Fe (II) окисляется до Fe (III)

Сульфаты самых тяжелых металлов разлагаются до металла.

3. За счет серы со степенью окисления +6 сульфаты проявляют окислительные свойства и могут взаимодействовать с восстановителями.

Например , сульфат кальция при сплавлении реагирует с углеродом с образованием сульфида кальция и угарного газа:

CaSO₄ + 4C → CaS + 4CO

4. Многие средние сульфаты образуют устойчивые кристаллогидраты:

CuSO₄ ∙ 5H₂O − медный купорос

FeSO₄ ∙ 7H₂O − железный купорос

ZnSO₄ ∙ 7H₂O − цинковый купорос

Видео:Составление уравнений химических реакций. 1 часть. 8 класс.Скачать

Использование системы химических задач при изучении темы «Сера. Соединения Серы» в 9 классе

Данная работа поможет изучать тему «Сера. Соединения серы» в 9 классе по ппрограмме О. С. Габриеляна с использованием системы задач.

Видео:Как Решать Задачи по Химии // Задачи с Уравнением Химической Реакции // Подготовка к ЕГЭ по ХимииСкачать

Скачать:

Видео:8 класс. Составление уравнений химических реакций.Скачать

Предварительный просмотр:

Использование системы химических задач при изучении темы

«Сера. Соединения серы» в 9 классе

Химические задачи должны содействовать раскрытию и усвоению основных химических понятий, законов, теорий, химического языка, углублению и конкретизации знаний, формированию материалистического мировоззрения, развитию интереса к химии, формированию практических умений, потребности в труде, экологическому воспитанию.

Используя специально подобранные химические задачи и упражнения, можно управлять умственной деятельностью учащихся, актуализировать полученные знания. Работа над задачами способствует вызыванию у учащихся интеллектуальной активности, мобилизации внутренней памяти, выработке навыков пользования внешней памятью, осуществлению цепи логически связанных сопоставлений информации, имеющейся в задаче, формированию умения связывать теорию с практикой.

В процессе решения задач происходит уточнение и закрепление понятий о веществах и процессах, вырабатывается навык использования имеющихся знаний. Побуждая учащихся повторять пройденное, углублять и осмысливать его, химические задачи способствуют формированию системы конкретных представлений, что необходимо для получения новых знаний. Задачи, включающие определение химические ситуации, становятся стимулом самостоятельной работы школьников с учебным материалом. Отсюда понятно общепринятое в методике мнение, что мерой освоения материала следует считать не столько пересказ учебника, сколько умение использовать полученные знания при решении различных задач.

Использование химических задач позволяет развивать познавательную активность учащихся, формировать личностные умения. Использование задач является показателем деятельностного подхода к изучению предмета.

По каждой теме можно выделить элементы знаний, которые должны усвоить учащиеся. В соответствии с этими элементами можно составить систему химических задач для изучения, проверки степени формирования знаний, умений. В предлагаемой системе должны быть задачи разного типа:

1. Качественные
2. Количественные
3. Качественно-экспериментальные
4. Количественно-экспериментальные.

Элементы знаний темы «Сера. Соединения серы»

1. Положение серы в ПСХЭ
2. Схема строения атома серы
3. Степени окисления серы
4. Аллотропия серы
5. Физические свойства серы
6. Флотация.
7. Взаимодействие с металлами.
8. Демеркуризация
9. Реакции с неметаллами
10. Природные соединения серы
11. Применение серы
12. Сероводород, физические свойства
13. Сероводород в природе
14. Сульфиды
15. Химические свойства сероводорода
16. Способы получения оксида серы (IV)
17. Физические свойства оксида серы (IV)
18. Химические свойства диоксида серы
19. Сернистая кислота
20. Соли сернистой кислоты
21. Получение оксида серы (VI)
22. Серная кислота, ее гигроскопические свойства.
23. Обугливание сахара
24. Олеум
25. Правила разбавления серной кислоты
26. Химические свойства разбавленной серной кислоты
27. Качественная реакция на серную кислоту и сульфаты
28. Химические свойства концентрированной кислоты

1. Реакция с неактивными металлами
2. Реакция с активными металлами
3. Пассивация железа и алюминия
4. Взаимодействие с неметаллами
5. Взаимодействие с солями

1. Применение серной кислоты
2. Соли серной кислоты
3. Производство серной кислоты
4. Экологические проблемы производства серной кислоты

Предлагаю вниманию следующую систему задач для использования при изучении этой темы.

1. Охарактеризуйте положение серы в ПСХЭ Д.И. Менделеева
2. В чем сходство и в чем различие электронного строения кислорода и серы?
3. Какие степени окисления может иметь сера в своих соединениях? Напишите формулы соответствующих соединений. Предположите окислительно-восстановительные свойства этих соединений.
4. Как построена молекула S 8 ? В каких аллотропических модификациях может находиться сера в свободном состоянии? При каких условиях возможны их взаимные превращения?
5. Как различить модификации серы.
6. Почему порошок серы всплывает на поверхность воды, а куски самородной серы тонут?
7. Напишите уравнения реакций взаимодействия серы со следующими металлами: натрий, железо, алюминий, медь, ртуть. Укажите окислитель и восстановитель в данных реакциях.
8. В комнате разбили термометр, как собрать разлитую ртуть и обезвредить ядовитое вещество. Укажите название предлагаемого способа.
9. Приведите примеры уравнений реакций с простыми и сложными веществами, в которых сера выступает в качестве восстановителя.
10. Как различить цинковую обманку и свинцовый блеск, сульфид ртути и сульфид сурьмы. Какие еще природные соединения серы Вы знаете?
11. Зачем врачи дерматологи прописывают некоторым людям «Серные мази»?
12. Можно ли по агрегатному состоянию сероводорода и воды при обычных условиях судить о сравнительной прочности водородных связей между молекулами H 2 S и Н 2 0?
13. Выдающийся естествоиспытатель древности Плиний Старший погиб в 70 г. н.э. при извержении вулкана. его племянник в письме историку Тациту писал: «…Вдруг раздались раскаты грома, и от горного пламени покатились вниз черные серные пары. Все разбежались. Плиний… упал и задохся». Какими свойствами обладают соединения, входящие в состав вулканических газов?
14. Почему масляные краски, в состав которых входят свинцовые белила со временем темнеют (чернеют). Какие вещества при этом образуются.
15. При пропускании сероводорода через бромную воду раствор становится бесцветным и образуется бледно-желтый осадок. Составьте уравнения реакций. Какие свойства (окислительные или восстановительные) проявляет сероводород в данной реакции?
16. Можно ли приготовить раствор, в котором будут одновременно находиться сероводородная кислота и раствор перманганат калия? Почему? Напишите уравнения протекающих реакций.
17. Укажите не менее 4 способов получения SO 2 . Напишите уравнения реакций. Нарисуйте прибор для получения сернистого газа. Можно ли собирать его методом вытеснения воды? Почему? Напишите уравнения реакций, взаимодействия диоксида серы с водой.
18. Диоксид серы применяется для дезинфекции помещений, подвалов – «окуривание серой». Какое физиологическое действие оказывает этот газ на живые организмы?
19. Из данного перечня веществ: кислород, сера, вода, гидроксид натрия, оксид углерода (IV), оксид калия – выберите те, с которыми взаимодействует оксид серы (IV). Напишите уравнения соответствующих реакций
20. Почему нельзя путем выпаривания или перегонки раствора сернистой кислоты получить безводную сернистую кислоту?
21. Каким образом происходит окисление оксида серы (IV) в оксид серы (VI)? Укажите условия. Напишите уравнение реакции. Применяется ли эта свойство на практике.
22. При взаимодействии хрупкого светло-желтого вещества А с купоросным маслом (вещество В) образуется тяжелый газ В, имеющий резкий запах. Газ В реагирует с газом Г, имеющим запах тухлых яиц, с образованием вещества А. запишите формулы веществ А, Б, В, Г, а также уравнения реакций, о которых идет речь.
23. Как различить, не проводя химических опытов, в какой склянке находится концентрированная серная кислота, а в какой концентрированная соляная?
24. Почему при работе с серной концентрированной кислотой необходимо соблюдать особые меры предосторожности?
25. Вася рассказывал своему другу Пете о видеофрагменте «Обугливание сахара», который нашел в Интернете. Но Вася не знал, какое вещество использовали в этом эксперименте. Помнил, что оно жидкое, вязкое и вроде бы относилось к кислотам. Петр объяснил Васе суть наблюдаемого эффекта. Попробуйте и вы объяснить, почему этот опыт так запомнился Васе.
26. На производстве серную кислоту получают как олеум. Почему? Как из олеума получить концентрированную и разбавленную кислоты.
27. Запишите уравнения возможных реакций взаимодействия разбавленной серной кислоты с магнием, серебром, гидроксидом железа (III), оксидом алюминия, оксидом углерода (IV), хлоридом калия, нитратом бария и сульфитом калия в молекулярном, полном и кратком ионном виде.
28. Приведите примеры получения сульфатов: а) действием разбавленной серной кислоты не металлы; б) действие концентрированной серной кислоты на соли летучих кислот; в) окислением сульфитов
29. Концентрированная серная кислота при нагревании реагирует с ртутью и серебром, подобно тому, как она реагирует с медью. Составьте уравнения этих реакций и укажите окислитель и восстановитель.
30. Почему концентрированную серную кислоту можно хранить в стальных резервуарах, между тем, как для хранения разбавленной (ниже 75%) серной кислоты эти резервуары приходится изнутри покрывать кислотоупорным материалом
31. Запишите уравнения реакций между серной концентрированной кислотой и следующими веществами: магний, алюминий, сера. Расставьте коэффициенты методом электронного баланса, укажите окислитель и восстановитель.
32. Дайте характеристику реакциям синтеза серной кислоты, используя все изученные вами классификации реакций.
33. В чем причины появления смога?

1. Вычислите массу железа и массу серы, которые потребуются для получения сульфида железа(II) массой 22 г
2. Вычислите массу серы, которую надо сжечь, чтобы получить сернистый газ объемом 56 л (н.у.). Какой объем кислорода для этого потребуется?
3. Сероводород пропустили через 18%-ый раствор сульфата меди (II) массой 200 г. Вычислите массу осадка, выпавшего в результате этой реакции, если выход продукта составляет 75% от теоретически возможного.
4. Какова масса раствора, содержащего 0,2 массовые доли серной кислоты, которая расходуется на реакцию с 4,5 г алюминия?
5. Какова массовая доля гидроксида натрия в растворе массой 200 г, если известно, что при пропускании сернистого газа через раствор образуется сульфит натрия массой 25,2 г?
6. Вычислите объём газа (н.у.), который образуется при взаимодействии 15% — ного раствора серной кислоты массой 900 г с цинком?
7. Сколько тонн безводной серной кислоты должно получиться по расчету из 800 т серного колчедана, содержащего серу, массовая доля которой 45 %?
8. Из 320 тон серного колчедана, содержащего 35% серы, было получено 320 т серной кислоты (в пересчете на 100%). Вычислить выход кислоты.
9. Через раствор массой 280 г, содержащий 0,02 массовые доли гидроксида калия, пропустили 2,24 л оксида серы(IV). Какая соль (кислая или средняя) образовалась? Какова ее масса?

1. Осуществите экспериментально взаимодействие порошков серы и цинка. Необходимо предварительное нагревание смеси лучиной. Напишите уравнение реакции.
2. Пропустите полученный реакцией обмена между соляной кислотой и сульфитом натрия сернистый газ через известковую воду. Какие вещества образуются при этом? Как они называются? Напишите уравнения реакций.
3. Как, имея смесь серы и сульфата меди, выделить серу? Осуществите реакции практически. Как доказать опытным путём наличие серы?
4. В пробирку с раствором чернил вылить раствор сернистой кислоты. Что произойдет? Изменится ли цвет при кипячении раствора?
5. Пропускайте сернистый газ через раствор известковой воды. Что наблюдаете? Напишите уравнения соответствующих реакций.
6. Имеются две склянки без надписей: в одной из них находится разбавленная соляная, в другой разбавленная серная кислота. Предложите несколько способов распознавания данных веществ. Можно ли с помощью негашеной извести узнать, в какой из склянок находится серная кислота?
7. Проделайте реакции, подтверждающие качественный состав серной кислоты
8. Осуществите экспериментально следующие превращения:

Zn -> ZnSO 4 ->Zn(OH) 2 ->Na 2 [Zn(OH) 4 ]

1. Сделайте надпись на листе бумаги разбавленным раствором серной кислоты. Слегка просушите листочек над пламенем горелки с обеих сторон. Что наблюдается? Объясните явление.
2. В трех пробирках без надписей находятся сульфат, сульфит, сульфид натрия. Определите при помощи одного и того же реактива данные вещества. Напишите уравнения реакций в молекулярном и ионном видах.

1. Осуществите реакцию горения серы в воздухе. Хватит ли 5 л чистого кислородом для сжигания серы массой 0,2 г.
2. Приготовьте 100 г. 5% раствор серной кислоты, используя 15% раствор и дистиллированную воду.
3. Для реакции возьмите 50 г 10% раствора серной кислоты и 50 г 2% раствора хлорида бария. Полученный осадок отфильтруйте, высушите, взвесьте. Определите выход продукта.

Данные задачи можно применять на различных этапах уроков. С помощью системы задач можно организовать разные виды деятельности на уроке, например, индивидуальную, парную, групповую или фронтальную.

Решение данных задач обеспечивает более глубокое и осмысленное усвоение учебного материала по химии и вырабатывает умение самостоятельного применения приобретённых знаний.

1. Габриелян О.С.. Остроумов И.Г. Настольная книга учителя. Химия 9 класс. М.: Дрофа, 2003. – 400 с.
2. Габриелян О.С. Химия 9 класс. Учебник для общеобразовательных учреждений. М.: Дрофа, 2011. – 270 с.
3. Гольдфарб Я.Л., Ходаков Ю.В., Додонов Ю.Б. Сборник задач и упражнений по химии. — М.: Просвещение,1988.- 192 с.
4. Толкунов В.И Основы методики использования задач в обучении химии в средних общеобразовательных учебных заведениях. – Самара.: ПГСГА, 2012. – 219 с.
5. Толкунов В.И Познавательные, развивающие и воспитательные функции химических задач и упражнений в средней школе. — Самара: ГПИ, 1993. — 64 с.
6. Хомченко Г.П., Хомченко И.Г. Задачи по химии для поступающих в вузы, — М.: Высш. шк., 1998. — 238 с

Цель: формирование системы знаний о сере как о простом веществе, ее строении, физико-химических свойствах, распространении в природе и применении человеком используя систему химических задач по теме.

• организовать деятельность учащихся по ознакомлению и первичному закреплению учебного материала о сере с помощью решения качественных задач;
• создать условия для развития у учащихся умений анализировать результаты лабораторных исследований, работать с реактивами и оборудованием в соответствии с правилами техники безопасности
• содействовать развитию химически грамотной речи учащихся, универсальных учебных действий при работе с информацией.

Тип урока: изучение нового материала

Методы обучения . Беседа, составление опорного конспекта, лабораторная работа, демонстрационный эксперимент, демонстрация видеофрагментов (использование презентации Power Point), работа учащихся в парах.

Оборудование и реактивы: ПСХЭ, проектор, компьютер, экран, штатив, асбестовая сетка, спиртовка, спички, лучинка, ложка для сжигания веществ, сера кристаллическая, алюминий (порошок), колба, наполненная кислородом, вода, лакмус. Коллекция: «Образцы природных соединений серы».

На столах у учащихся : штатив для пробирок, пробирка с кристаллической серой, стакан с водой, инструктивные карточки к лабораторной работе.

Видео:Ионные уравнения реакций. Как составлять полные и сокращенные уравненияСкачать

Сера и её оксиды: решение задач методом электронного баланса

Подробно решение уравнений окислительно-восстановительных реакций (ОВР) методом электронного баланса разобраны на странице «Метод электронного баланса».

Ниже приведены примеры уравнений окислительно-восстановительных реакций серы и её оксидов (См. сера и её соединения).

Если в окислительно-восстановительной реакции принимают участие простые вещества, молекулы которых состоят из двух или более атомов элементов, то в электронном балансе кол-во отданных и полученных электронов определяют с учётом кол-ва атомов в молекуле: H₂ 0 -2e — → 2H +1 .

Видео:Типы Химических Реакций — Химия // Урок Химии 8 КлассСкачать

Уравнения окислительно-восстановительных реакций серы

1. Уравнение реакции серы с кислородом (S+O₂) — получение сернистого ангидрида (SO₂):

2. Уравнение реакции получения серной кислоты H₂SO₄:

3. Уравнение реакции серы с водородом (S+H₂) — получение сероводорода (H₂S):

4. Уравнение реакции серы с алюминием (S+Al) — получение сульфида алюминия Al₂S₃:

5. Уравнение реакции серы с натрием (S+Na) — получение сульфида натрия Na₂S:

6. Уравнение реакции серы с железом (S+Fe) — получение сульфида железа FeS:

7. Уравнение реакции серы с хлоратом калия:

8. Уравнение реакции серы с серной кислотой:

Три молекулы оксида серы получаются в результате суммирования катионов серы из первой и второй схем электронного баланса: S +4 +2S +4 =3S +4 .

9. Уравнение реакции серы с оксидом азота:

10. Уравнение термической реакции серы с концентрироанной азотной кислотой:

11. Уравнение реакции серы с нитратом калия:

12. Уравнение реакции серы с оксидом хрома (III):

13. Уравнение реакции серы с дихроматом калия:

14. Уравнение реакции серы с перманганатом калия:

15. Уравнение реакции серы с надпероксидом калия:

16. Уравнение реакции серы с пероксидом натрия:

17. Уравнение термической реакции серы с гидроксидом натрия:

18. Уравнение реакции оксида серы (IV) с хлорной кислотой:

19. Уравнение реакции оксида серы (IV) с перманганатом калия в щелочной среде:

20. Уравнение реакции оксида серы (IV) с перманганатом калия в нейтральной среде:

21. Уравнение реакции оксида серы (IV) с диоксидом селена:

Если вам понравился сайт, будем благодарны за его популяризацию 🙂 Расскажите о нас друзьям на форуме, в блоге, сообществе. Это наша кнопочка:

Код кнопки:
Политика конфиденциальности Об авторе

📽️ Видео

Химические уравнения. СЕКРЕТНЫЙ СПОСОБ: Как составлять химические уравнения? Химия 8 классСкачать

РЕАКЦИИ ИОННОГО ОБМЕНА, ИОННОЕ УРАВНЕНИЕ - Урок Химия 9 класс / Подготовка к ЕГЭ по ХимииСкачать

ОКСИДЫ, КИСЛОТЫ, СОЛИ И ОСНОВАНИЯ ХИМИЯ 8 класс / Подготовка к ЕГЭ по Химии - INTENSIVСкачать

ОКСИДЫ ХИМИЯ — Что такое Оксиды? Химические свойства Оксидов | Реакция ОксидовСкачать

Типы химических реакций. 1 часть. 8 класс.Скачать

Химические Цепочки — Решение Цепочек Химических Превращений // Химия 8 классСкачать

Химические уравнения - Как составлять уравнения реакций // Составление Уравнений Химических РеакцийСкачать

Как расставлять коэффициенты в уравнении реакции? Химия с нуля 7-8 класс | TutorOnlineСкачать

Составление уравнений реакций горения. 11 класс.Скачать

Составление уравнений реакций. 1 часть. 10 класс.Скачать

Как решать ОРГАНИЧЕСКИЕ ЦЕПОЧКИ? Основные типы химических реакцийСкачать

Решение задач по уравнениям реакций, если одно из реагирующих веществ взято в избытке. 1 ч. 9 класс.Скачать

Решение цепочек превращений по химииСкачать

ОВР и Метод Электронного Баланса — Быстрая Подготовка к ЕГЭ по ХимииСкачать