Альмурзинова Завриш Бисембаевна , учитель биологии и химии МБОУ «Совхозная основная общеобразовательная школа Адамовского района Оренбургской области.

Предмет - химия, класс – 9.

УМК: «Неорганическая химия», авторы: Г.Е. Рудзитис, Ф.Г. Фельдман, Москва, «Просвещение», 2014 год.

Уровень обучения – базовый.

Тема : «Сероводород. Сульфиды. Сернистый газ. Сернистая кислота и её соли». Количество часов по теме – 1.

Урок № 4 в системе уроков по теме « Кислород и сера ».

Цель : На основании знаний о строении сероводорода, оксидов серы рассмотреть их свойства и получение, познакомить учащихся со способами распознавания сульфидов и сульфитов.

Задачи:

1. Образовательная – изучить особенности строения и свойства соединений серы (II ) и( IV ); ознакомиться с качественными реакциями на сульфид и сульфит - ионы.

2. Развивающая – развивать у учащихся умения проводить эксперимент, наблюдать за результатами, анализировать и делать выводы.

3. Воспитательная – развитию интереса к изучаемому привить навыкы отношения к природе.

Планируемые результаты : уметь описывать физические и химические свойства сероводорода, сероводородной кислоты и её солей; знать способы получения сернистого газа и сернистой кислоты, объяснить свойства соединений серы (II ) и(IV ) на основе представлений об окислительно-восстановительных процессах; иметь представления о влиянии сернистого газа на появление кислотных дождей.

Оборудование : На демонстрационном столе: сера, сульфид натрия, сульфид железа, раствор лакмуса, раствор серной кислоты, раствор нитрата свинца, хлор в цилиндре, закрытом пробкой, прибор для получения сероводорода и испытания его свойств, оксид серы(VI ), газометр с кислородом, стакан вместимостью 500 мл., ложечка для сжигания веществ.

Ход урока :

Организационный момент .

Проводим беседу по повторению свойств серы:

1) чем объясняется наличие нескольких аллотропных видоизменений серы?

2) что происходит с молекулами: А) при охлаждении парообразной серы. Б) при длительном хранении пластической серы, в) при выпадении кристаллов из раствора серы в органических растворителях, например в толуоле?

3) на чем основан флотационный способ очистки серы от примесей, например от речного песка?

Вызываем двух учащихся: 1) изобразите схемы молекул различных аллотропных видоизменений серы и расскажите об их физических свойствах. 2) составьте уравнения реакций, характеризующих свойства кислорода, и рассмотрите их с точки зрения окисления -восстановления.

Остальные учащиеся решают задачу, какова масса сульфида цинка, образующегося при реакции соединения цинка с серой, взятой количеством вещества 2,5 моль?

Совместно с учащимися формулируем задачу урока : познакомиться со свойствами соединений серы со степенью окисления -2 и +4.

Новая тема : Учащиеся называют известные им соединения, в которых сера проявляет эти степени окисления. На доске и в тетрадях пишут химические, электронные и структурные формулы сероводорода, оксида серы (IV ), сернистой кислоты.

Как можно получить сероводород? Учащиеся записывают уравнение реакции соединения серы с водородом и объясняют её с точки зрения окисления-восстановления. Затем рассматривают другой способ получения сероводорода: реакцию обмена кислот с сульфидами металлов. Сравниваем этот способ со способами получения галогеноводородов. Отмечаем, что степень окисления серы в реакциях обмена не меняется.

Какими свойствами обладает сероводород? В беседе выясняем физические свойства, отмечаем физиологическое действие. Химические свойства выясняем на опыте горения сероводорода в воздухе при различных условиях. Что может образоваться в качестве продуктов реакции? Рассматриваем реакции с точки зрения окисления-восстановления:

2 Н 2 S + 3O 2 = 2H 2 O + 2SO 2

2H 2 S + O 2 =2H 2 O + 2S

Обращаем внимание учащихся на то, что при полном сгорании происходит более полное окисление (S -2 - 6 e - = S +4 ), чем во втором случае (S -2 - 2 e - = S 0 ).

Обсуждаем, как пройдет процесс, если в качестве окислителя будет взят хлор. Демонстрируем опыт смешивания газов в двух цилиндрах, верхний из которых заранее наполнен хлором, нижний - сероводородом. Хлор обесцвечивается, образуется хлороводород. Сера оседает на стенках цилиндра. После этого рассматриваем сущность реакции разложения сероводорода и подводим учащихся к выводу о кислотном характере сероводорода, подтверждая опытом с лакмусом. Затем проводим качественную реакцию на сульфид ион и составляем уравнение реакции:

Na 2 S +Pb(NO 3 ) 2 =2NaNO 3 +PbS ↓

Совместно с учащимися формулируем вывод: сероводород является только восстановителем в окислительно- восстановительных реакциях, имеет кислотный характер, раствор его в воде кислота.

S 0 →S -2 ; S -2 →S 0 ; S 0 →S +4 ; S -2 →S +4 ; S 0 →H 2 S -2 → S +4 О 2.

Подводим учащихся к выводу о существовании генетической связи между соединениями серы и начинаем разговор о соединениях S +4 . Демонстрируем опыты: 1) получение оксида серы(IV ), 2) обесцвечивание раствора фуксина, 3) растворение оксида серы(IV ) в воде, 4)обнаружение кислоты. Составляем уравнения реакций выполненных опытов и разбираем сущность реакций:

2S О 2 + О 2 =2 S О 3 ; S О 2 +2H 2 S=3S+2H 2 О .

Сернистая кислота – неустойчивое соединение, легко распадается на оксид серы(IV ) и воду, поэтому существует только в водных растворах. Эта кислота средней силы. Она образует два ряда солей: средние - сульфиты(S О 3 -2 ), кислые – гидросульфиты(HS О 3 -1 ).

Демонстрируем опыт: качественное определение сульфитов, взаимодействие сульфитов с сильной кислотой, при этом выделяется газ S О 2 резким запахом:

К 2 S О 3 + Н 2 S О 4 → К 2 S О 4 + Н 2 О + S О 2

Закрепление. Работа по двум вариантам составить схемы применения 1 вариант сероводорода, второй вариант оксида серы(IV )

Рефлексия . Подводим итоги работы:

О каких соединениях мы сегодня говорили?

Какие свойства проявляют соединения серы(II ) и ( IV ).

Назовите области применения этих соединений

VII . Домашнее задание: §11,12, упр.3-5 (с.34)

22 урок 9 класс

Урок на тему: Сероводород. Сульфиды. Оксид серы (IV ). Сернистая кислота

Задачи урока: Общеобразовательные: Закрепить знания учащихся по пройденной теме: аллотропия серы и кислорода, строение атомов серы и кислорода, химические свойства и применение серы с использованием тестирования, в целях подготовки учащихся к ГИА; Изучить строение, свойства и применение газов: сероводорода, сернистого газа, сернистой кислоты. Изучить соли – сульфиды, сульфиты и их качественное определение с использованием учебного электронного пособия по химии 9класс. Изучить влияние сероводорода, оксида серы (IV ) на окружающую среду и здоровье человека. Использовать презентации учащихся при изучении новой темы и закреплении. Использовать мультимедийный проектор при проверке теста. Продолжить подготовку учащихся к сдаче экзаменов по химии в форме ГИА.

Воспитательные: Нравственное и эстетическое воспитание учащихся к окружающей среде. Воспитание убежденности в позитивной роли химии в жизни современного общества, необходимости химически грамотного отношения к своему здоровью и окружающей среде. Воспитание умения работать в парах при самоанализе контрольных срезов, тестов.

Развивающие: Уметь применять полученные знания для объяснения разнообразных химических явлений и свойств веществ. Уметь применять дополнительный материал из информационных источников, компьютерных технологий при подготовки учащихся к ГИА.Использовать приобретенные знания и умения в практической деятельности и повседневной жизни: а) экологически грамотного поведения в окружающей среде; б) оценки влияния химического загрязнения окружающей среды на организм человека.

Оборудование к уроку: Г.Е. Рудзитис, Ф.Г. Фельдман «Учебник химии 9 класс». Презентации учащихся: «Сероводород», «Оксид серы (IV )», «Озон». Тест к подготовке ГИА, ответы к тесту. Электронное пособие для изучения химии 9класс: а) качественные реакции на сульфид-ион, сульфит-ион. б) мультимидийный проектор

в) экран проекционный. Защита плаката «Загрязнение окружающей среды выбросами сероводорода и сернистого газа».

Ход урока.

I . Начало урока: Учитель объявляет тему, цель и задачи урока.

Закрепление изученного материала:

Проводится по вопросам теста в целях подготовки учащихся к сдачи ГИА (тест прилагается).

Ответы теста выводятся на экран:

Учащиеся проводят взаимопроверку тестов и ставят оценки (листочки сдаются учителю). Критерии оценок: 0 ошибок – 5; 1 – 2 ошибки – 4; 3 ошибки – 3; 4 и больше – 2

Тест проводится в течении 7 минут и проверяется в течение 3 минут.

II . Изучение новой темы:

Сероводород. Сульфиды.

Сероводород является ценным в химическом плане соединением серы, его свойства мы сегодня будем изучать на уроке. С нахождением сероводорода в природе, его физических свойствах и его действии на организм человека и окружающую среду мы познакомимся через презентацию.

Почему нельзя получать сероводород в лаборатории как другие газы, например: кислород и водород? На этот вопрос учащиеся ответят после прослушивания презентации.

Строение сероводорода:

а) молекулярная формула Н 2 S -2 , степень окисления серы (-2), ядовит.

б) сероводород имеет запах тухлых яиц.

3. Получение сероводорода: Получение в лаборатории: получают действием разбавленной серной кислоты на сульфид железа (II ), так как сероводород ядовит, опыты проводят в вытяжном шкафу. H 2 + S 0 → H 2 S -2

FeS + H 2 SO 4 → FeSO 4 + H 2 S эта реакция проводится в аппарате Кипа, который используют для получения водорода.

4. Химические свойства сероводорода: Сероводород горит на воздухе голубым пламенем при этом образуется сернистый газ или оксид серы(IV )

2 H 2 S -2 + 3 O 2 → 2 H 2 O + 2 S +4 O 2

восстановитель

При недостатке кислорода образуются пары воды и серы: 2 H 2 S -2 + O 2 → 2 H 2 O + 2 S 0

Сероводород обладает свойствами восстановителя: если в пробирку с сероводородом прилить небольшое количество бромной воды, то раствор обесцветится и на поверхности раствора появится сера

H 2 S -2 + Br 0 2 → S 0 + 2 HBr -1

Сероводород мало-растворим в воде: в одном объеме воды при t = 20 º растворяется 2,4 объема сероводорода, этот раствор называют сероводородной водой или слабой сероводородной кислотой. Рассмотрим диссоциацию сероводородной кислоты: H 2 S → H + + HS -

HS - ↔ H + + S 2- Диссоциация по второй ступени практически не протекает, так как это слабая кислота. Она дает 2 типа солей:

HS - (I) S 2-

гидросульфиды сульфиды

I I I II

NaHS Na 2 S

Гидросульфид натрия сульфид натрия

Сероводородная кислота вступает со щелочами в реакцию нейтрализации:

H 2 S + NaOH → NaHS + H 2 O

избыток

H 2 S + 2NaOH → Na 2 S + 2H 2 O

избыток

Качественная реакция на сульфид-ион (демонстрация опыта с электронного образовательного диска)

Pb (NO 3 ) 2 + Na 2 S → PbS ↓ + 2 NaNO 3 написать полное ионное и краткое

осадок черного цвета ионное уравнение

(Na 2 S + CuCl 2 → CuS ↓ + 2 HCl )

осадок черного цвета

Зарядка для глаз. (1-2 минуты)

Соблюдение санитарно-гигиенических норм работы с использованием компьютера на уроке.

5. Оксид серы(IV ) – сернистый газ. S +4 O 2 степень окисления серы (+4).

Другим важным соединением серы является оксид серы(IV ) SO 2 – сернистый газ. Ядовит.

С физическими свойствами сернистого газа, применением и влиянием на окружающую среду и здоровье человека мы познакомимся через презентацию.

Почему сернистый газ нельзя получать на практической работе?

Получение оксида серы(IV ): образуется при горении серы на воздухе, газ с резким запахом.

S + O 2 → SO 2

Сернистый газ обладает свойствами кислотного оксида при растворении его в воде образуется сернистая кислота, электролит средней силы SO 2 + H 2 O ↔ H 2 SO 3 лакмус окрашивается в красный цвет.

Химические свойства SO 2 :

Реагирует с основными оксидами SO 2 + CaO → CaSO 3

Реагирует со щелочами SO 2 + 2 NaOH → Na 2 SO 3 + H 2 O

(дома расписать полное ионное и краткое ионное уравнение)

Сера проявляет степени окисления: S -2 , S 0 , S +4 , S +6 .

В оксиде серы(IV ) SO 2 степень окисления +4, поэтому сернистый газ проявляет свойства окислителя и восстановителя

S +4 O 2 + 2H 2 S -2 → 3S 0 ↓ + 2H 2 O S +4 O 2 + Cl 0 2 + 2H 2 O → H 2 S +6 O 4 + 2HCl -1 2-

Гидросульфит сульфит

К HSO 3 К 2 SO 3

Качественная реакция на сульфит-ион (реагентом является серная кислота, образуется газ с резким запахом, который обесцвечивает растворы) фрагмент из электронного образовательного диска.

K 2 SO 3 + H 2 SO 4 → K 2 SO 4 + SO 2 + H 2 O

Дома расписать полное и краткое ионное уравнение.

Защита плаката «Загрязнение окружающей среды соединениями серы».

Защита презентации

Домашнее задание §11-12 , записи, упр. 3,5 стр.34(п)

III . Итог урока:

Учитель подводит итог урока

Выставляет оценки за тест, презентацию.

Благодарит учащихся за урок.

Первая помощь при отравлении газами: сероводородом, сернистым газом: промывание носа, полости рта 2% раствором гидрокарбоната натрия NaHCO 3 , покой, свежий воздух.

ОВР в статье специально выделены цветом. Обратите на них особое внимание. Эти уравнения могут попасться в ЕГЭ.

Разбавленная серная ведет себя, как и остальные кислоты, окислительные свои возможности прячет:

И еще, что надо помнить про разбавленную серную кислоту : она не реагирует со свинцом . Кусок свинца, брошенный в разбавленную H2SO4 покрывается слоем нерастворимого (см. таблицу растворимости) сульфата свинца и реакция моментально прекращается.

Окислительные свойства серной кислоты

– тяжелая маслянистая жидкость, не летучая, не имеет вкуса и запаха

За счет серы в степени окисления +6(высшей) серная кислота приобретает сильные окислительные свойства.

Правило для задания 24 (по-старому А24) при приготовлении растворов серной кислоты никогда нельзя в нее лить воду . Концентрированую серную кислоту нужно тонкой струйкой вливать в воду, постоянно помешивая.

Взаимодействие концентрированной серной кислоты с металлами

Эти реакции строго стандартизированны и идут по схеме:

H2SO4(конц.) + металл → сульфат металла + H2O + продукт восстановленной серы.

Есть два нюанса:

1) Алюминий, железо и хром с H2SO4 (конц) в нормальных условиях не реагируют, из-за пассивации. Нужно нагреть.

2) С платиной и золотом H2SO4 (конц) не реагирует вообще.

Сера в концентрированной серной кислоте – окислитель

• значит, сама будет восстанавливаться;
• то, до какой степени окисления будет восстанавливаться сера, зависит от металла.

Рассмотрим диаграмму степеней окисления серы :

• До -2 серу могут восстановить только очень активные металлы — в ряду напряжений до алюминия включительно .

Реакции будут идти вот так:

8Li + 5H 2 SO 4( конц .) → 4Li 2 SO 4 + 4H 2 O + H 2 S

4Mg + 5H 2 SO 4( конц .) → 4MgSO 4 + 4H 2 O + H 2 S

8Al + 15H 2 SO 4( конц .) (t)→ 4Al 2 (SO 4 ) 3 + 12H 2 O + 3H 2 S

• при взаимодействии H2SO4 (конц) с металлами в ряду напряжений после алюминия, но до железа , то есть с металлами со средней активностью сера восстанавливается до 0 :

3Mn + 4H 2 SO 4( конц .) → 3MnSO 4 + 4H 2 O + S↓

2Cr + 4H 2 SO 4( конц .) (t)→ Cr 2 (SO 4 ) 3 + 4H 2 O + S↓

3Zn + 4H 2 SO 4( конц .) → 3ZnSO 4 + 4H 2 O + S↓

• все остальные металлы, начиная с железа в ряду напряжений (включая те, что после водорода, кроме золота и платины, конечно), могут восстановить серу только до +4. Так как это малоактивные металлы:

2 Fe + 6 H 2 SO 4(конц.) ( t )→ Fe 2 ( SO 4 ) 3 + 6 H 2 O + 3 SO 2

(обратите внимание, что железо окисляется до +3, до максимально возможной, высшей степени окисления, так как оно имеет дело с сильным окислителем)

Cu + 2H 2 SO 4( конц .) → CuSO 4 + 2H 2 O + SO 2

2Ag + 2H 2 SO 4( конц .) → Ag 2 SO 4 + 2H 2 O + SO 2

Конечно, все относительно. Глубина восстановления будет зависеть от многих факторов: концентрации кислоты (90%, 80%, 60%), температуры и т.д. Поэтому совсем уж точно предсказать продукты нельзя. Приведенная выше таблица тоже имеет свой процент приблизительности, но пользоваться ей можно. Еще необходимо помнить, что в ЕГЭ, когда продукт восстановленной серы не указан, и металл не отличается особой активностью, то, скорее всего, составители имеют в виду SO 2 . Нужно смотреть по ситуации и искать зацепки в условиях.

SO 2 – это вообще частый продукт ОВР с участием конц. серной кислоты.

H2SO4 (конц) окисляет некоторые неметаллы (которые проявляют восстановительные свойства), как правило, до максимальной — высшей степени окисления (образуется оксид этого неметалла). Сера при этом тоже восстанавливается до SO 2:

C + 2H 2 SO 4( конц .) → CO 2 + 2H 2 O + 2SO 2

2P + 5H 2 SO 4( конц .) → P 2 O 5 + 5H 2 O + 5SO 2

Свежеобразованный оксид фосфора (V ) реагирует с водой, получается ортофосфорная кислота. Поэтому реакцию записывают сразу:

2P + 5H 2 SO 4( конц ) → 2H 3 PO 4 + 2H 2 O + 5SO 2

То же самое с бором, он превращается в ортоборную кислоту:

2B + 3H 2 SO 4( конц ) → 2H 3 BO 3 + 3SO 2

Очень интересны взаимодействие серы со степенью окисления +6 (в серной кислоте) с «другой» серой (находящейся в другом соединении). В рамках ЕГЭ рассматривается взаимодействиеH2SO4 (конц) с серой (простым веществом) и сероводородом .

Начнем с взаимодействия серы (простого вещества) с концентрированной серной кислотой . В простом веществе степень окисления 0, в кислоте +6. В этой ОВР сера +6 будет окислять серу 0. Посмотрим на диаграмму степеней окисления серы:

Сера 0 будет окисляться, а сера +6 будет восстанавливаться, то есть понижать степень окисления. Будет выделяться сернистый газ:

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

Но в случае с сероводородом:

Образуется и сера (простое вещество), и сернистый газ:

H 2 SO 4( конц .) + H 2 S → S↓ + SO 2 + 2H 2 O

Этот принцип часто может помочь в определении продукта ОВР, где окислитель и восстановитель – один и тот же элемент, в разных степенях окисления. Окислитель и восстановитель «идут навстречу друг другу» по диаграмме степеней окисления.

H2SO4 (конц) , так или иначе, взаимодействует с галогенидами . Только вот тут надо понимать, что фтор и хлор – «сами с усами» и с фторидами и хлоридами ОВР не протекает , проходит обычный ионно-обменный процесс, в ходе которого образуется газообразный галогеноводород:

CaCl 2 + H 2 SO 4( конц .) → CaSO 4 + 2HCl

CaF 2 + H 2 SO 4( конц .) → CaSO 4 + 2HF

А вот галогены в составе бромидов и иодидов (как и в составе соответствующих галогеноводородов) окисляются ей до свободных галогенов. Только вот сера восстанавливается по-разному: иодид является более cильным восстановителем, чем бромид. Поэтому иодид восстанавливает серу до сероводорода, а бромид до сернистого газа:

2H 2 SO 4( конц .) + 2NaBr → Na 2 SO 4 + 2H 2 O + SO 2 + Br 2

H 2 SO 4( конц .) + 2HBr → 2H 2 O + SO 2 + Br 2

5H 2 SO 4( конц .) + 8NaI → 4Na 2 SO 4 + 4H 2 O + H 2 S + 4I 2 ↓

H 2 SO 4( конц .) + 8HI → 4H 2 O + H 2 S + 4I 2 ↓

Хлороводород и фтороводород (как и их соли) устойчивы к окисляющему действию H2SO4 (конц).

И наконец, последнее: для концентрированной серной кислоты это уникально, больше никто так не может. Она обладает водоотнимающим свойством .

Это позволяет использовать концентрированную серную кислоту самым разным образом:

Во-первых, осушение веществ. Концентрированная серная кислота забирает воду от вещества и оно «становится сухим».

Во-вторых, катализатор в реакциях, в которых отщепляется вода (например, дегидратация и этерификация):

H 3 C–COOH + HO–CH 3 (H 2 SO 4 (конц.) )→ H 3 C–C(O)–O–CH 3 + H 2 O

H 3 C–CH 2 –OH (H 2 SO 4 (конц.) )→ H 2 C =CH 2 + H 2 O

FeS + 2HCl = FeCl 2 + H 2 S

Взаимодействие сульфида алюминия с холодной водой

Al 2 S 3 + 6H 2 O = 2Al(OH) 3 + 3H 2 S

Прямой синтез из элементов происходит при пропускании водорода над расплавленной серой:

H 2 + S = H 2 S.

Нагревание смеси парафина с серой.

1.9. Сероводородная кислота и её соли

Сероводородной кислоте присущи все свойства слабых кислот. Она реагирует с металлами, оксидами металлов, основаниями.

Как двухосновная, кислота образует два типа солей – сульфиды и гидросульфиды . Гидросульфиды хорошо растворимы в воде, сульфиды щелочных и щелочно-земельных металлов также, сульфиды тяжелых металлов практически нерастворимы.

Сульфиды щелочных и щелочноземельных металлов не окрашены, остальные имеют характерную окраску, например, сульфиды меди (II), никеля и свинца – черные, кадмия, индия, олова – желтые, сурьмы – оранжевый.

Ионные сульфиды щелочных металлов M 2 S имеют структуру типа флюорита, где каждый атом серы окружен кубом из 8 атомов металла и каждый атом металла – тетраэдром из 4 атомов серы. Сульфиды типа MS характерны для щелочноземельных металлов и имеют структуру типа хлорида натрия, где каждый атом металла и серы окружен октаэдром из атомов другого сорта. При усилении ковалентного характера связи металл – сера реализуются структуры с меньшими координационными числами.

Сульфиды цветных металлов встречаются в природе как минералы и руды, служат сырьем для получения металлов.

Получение сульфидов

Прямое взаимодействие простых веществ при нагревании в инертной атмосфере

Восстановление твердых солей оксокислот

BaSO 4 + 4C = BaS + 4CO (при 1000°С)

SrSO 3 + 2NH 3 = SrS + N 2 + 3H 2 O (при 800°С)

CaCO 3 + H 2 S + H 2 = CaS + CO + 2H 2 O (при 900°С)

Малорастворимые сульфиды металлов осаждают из их растворов действием сероводорода или сульфида аммония

Mn(NO 3) 2 + H 2 S = MnS↓ + 2HNO 3

Pb(NO 3) 2 + (NH 4) 2 S = PbS↓ + 2NH 4 NO 3

Химические свойства сульфидов

Растворимые сульфиды в воде сильно гидролизованны, имеют щелочную среду:

Na 2 S + H 2 O = NaHS + NaOH;

S 2- + H 2 O = HS - + OH - .

Окисляются кислородом воздуха, в зависимости от условий возможно образование оксидов, сульфатов и металлов:

2CuS + 3O 2 = 2CuO + 2SO 2 ;

CaS + 2O 2 = CaSO 4 ;

Ag 2 S + O 2 = 2Ag + SO 2 .

Сульфиды, особенно растворимые в воде, являются сильными восстановителями:

2KMnO 4 + 3K 2 S + 4H 2 O = 3S + 2MnO 2 + 8KOH.

1.10. Токсичность сероводорода

На воздухе сероводород воспламеняется около 300 °С. Взрывоопасны его смеси с воздухом, содержащие от 4 до 45% Н 2 S. Ядовитость сероводорода часто недооценивают и работы с ним ведут без соблюдения достаточных мер предосторожности. Между тем уже 0,1 % Н 2 S в воздухе быстро вызывает тяжелое отравление. При вдыхании сероводорода в значительных концентрациях может мгновенно наступить обморочное состояние или даже смерть от паралича дыхания (если пострадавший не был своевременно вынесен из отравленной атмосферы). Первым симптомом острого отравления служит потеря обоняния. В дальнейшем появляются головная боль, головокружение и тошнота. Иногда через некоторое время наступают внезапные обмороки. Противоядием служит, прежде всего, чистый воздух. Тяжело отравленным сероводородом дают вдыхать кислород. Иногда приходится применять искусственное дыхание. Хроническое отравление малыми количествами Н 2 S обусловливает общее ухудшение самочувствия, исхудание, появление головных болей и т.д. Предельно допустимой концентрацией Н 2 S в воздухе производственных помещений считается 0,01 мг/л.

Цели урока: рассмотреть свойства соединений серы – сероводорода, сероводородной кислоты и ее солей; сернистой кислоты и ее солей.

Оборудование: образцы сульфидов, сульфитов металлов, компьютерная презентация.

(Проверить готовность к уроку групп учащихся, оборудования, класса; отметить в классном журнале отсутствующих учащихся; сообщить тему и цели урока) .

II. Проверка знаний учащихся.

1. Решить задачу “Слайд № 1-1”:

Самородная сера, содержащая 30% примесей, была использована для получения оксида серы (IV) массой 8 г. Определите массу (в граммах) самородной серы.

Ответ: m(S) = 5,7 г.

2. Устные вопросы:

• Расскажите о строении атома серы и степени окисления её.
• Охарактеризуйте аллотропию серы.
• Раскройте химические свойства серы.

3. Запишите уравнение химической реакции с точки зрения электролитической диссоциации между сульфатом цинка и гидроксидом калия “Слайд № 1-1”.

4. Проверка письменного домашнего задания – 6 учащихся.

5. Блок вопросов “Слайд № 2”:

• Прочитайте формулировку Периодического закона, данную Д.И. Менделеевым (свойства химических элементов и образованных ими веществ находятся в периодической зависимости от относительных атомных масс элементов).
• Прочитайте современную формулировку Периодического закона (свойства химических элементов и образованных ими веществ находятся в периодической зависимости от зарядов их атомных ядер).
• Что называют химическим элементом? (химический элемент – это атомы одного вида)
• В каких формах существует химический элемент? (химический элемент существует в трех формах: свободные атомы, простые вещества, сложные вещества).
• Какие вещества называют простыми? (простыми называют вещества, молекула которых образована атомами одного химического элемента).
• Какие вещества называют сложными? (сложными называют вещества, молекула которых образована атомами разных химических элементов).
• На какие классы делятся сложные вещества? (сложные вещества делятся на четыре класса: оксиды, основания, кислоты, соли).
• Какие вещества называют солями? (соли – это сложные вещества, молекула которых состоит из атомов металла и кислотных остатков).
• Какие вещества называют кислотами? (кислоты – это сложные вещества, молекула которых состоит из атомов водорода и кислотного остатка).

План изучения нового материала “Слайд № 3”.

1. Сероводород и сульфиды.
2. Сернистая кислота и её соли.

1. Сероводород и сульфиды.

Сегодня мы как раз и познакомимся с некоторыми кислотами, которые образует сера. На прошлом уроке было отмечено, что при взаимодействии водорода и серы получается сероводород. Точно также проходит реакция водорода со всеми халькогенами. (H 2 O – H 2 S – H 2 Se – H 2 Te) “Слайд № 4-1”. Из них только вода представляет собой жидкость, остальные – газы, растворы которых будут проявлять кислотные свойства. Подобно галогеноводородам, прочность молекул халькогеноводородов уменьшается, а сила кислот, наоборот, возрастает “Слайд № 4-2”.

Сероводород – бесцветный газ с резким запахом. Он очень ядовит. Является сильнейшим восстановителем. Как восстановитель он активно взаимодействует с растворами галогенов “Слайд № 5-1”:

H 2 + S -2 + I 2 0 = S 0 + 2H + I -

Сероводород горит “Слайд № 5-2”:

2H 2 S + O 2 = 2H 2 O + 2S(при охлаждении пламени).

2H 2 S + 3O 2 = 2H 2 O + 2SO 2

При растворении сероводорода в воде образуется слабая сероводородная кислота [Демонстрация действия на кислоту индикаторов].

Сульфиды щелочных и щелочноземельных металлов, а также сульфид аммония хорошо растворимы и окрашены в различные цвета.

Задание. Проклассифицируйте сероводородную кислоту (сероводородная – это бескислородная, двухосновная кислота).

Таким образом, диссоциация сероводородной кислоты происходит ступенчато “Слайд № 5-3”:

H 2 S <–> H + + HS - (первая ступень диссоциации)

HS - <–> H + + S 2- (вторая ступень диссоциации),

значит, сероводородная кислота образует два вида солей:

гидросульфиды – соли, в которых металлом замещен только один атом водорода (NaHS)

сульфиды – соли, в которых металлом замещены оба атома водорода (Na 2 S).

2. Сернистая кислота и её соли .

Рассмотрим еще одну кислоту, которую образует сера. Мы уже выяснили, что при горении сероводорода образуется оксид серы (IV). Это бесцветный газ с характерным запахом. Он проявляет типичные свойства кислотных оксидов и хорошо растворяется в воде, образуя слабую сернистую кислоту [Демонстрация действия на кислоту индикаторов]. Она не устойчива и разлагается на исходные вещества “Слайд № 6-1”:

H 2 O + SO 2 <–> H 2 SO 3

Оксид серы (IV) можно получить разными способами “Слайд № 6-2:

а) горение серы;
б) горение сероводорода;
в) общих сульфидов.

Оксид серы (IV) и сернистая кислота являются типичными восстановителями и одновременно слабыми окислителями “Слайд № 7-1”. [Демонстрация действия кислоты на цветную ткань].

Таблица 1. “Слайд № 7-2”

Степени окисления серы в соединениях.

Вывод “Слайд № 8”. Только восстановительные свойства проявляют элементы, находящиеся в низшей степени окисления .

Только окислительные свойства проявляют элементы, находящиеся в высшей степени окисления .

Как восстановительные, так и окислительные свойства проявляют элементы, имеющие промежуточную степень окисления .

Задание. Проклассифицируйте сернистую кислоту (сернистая – это бескислородная, двухосновная кислота).

Значит, сернистая кислота образует два вида солей:

гидросульфиты – соли, в которых металлом замещен только один атом водорода (NaHSО 3)

сульфиты – соли, в которых металлом замещены оба атома водорода (Na 2 SО 3).

“Слайд № 10”.

Литература

1. Габриелян О.С. Химия. 9 класс: учебн. для общеобразоват. учреждений / О.С. Габриелян. – 14-е изд., испр. – М. : Дрофа, 2008. – 270, с. : ил.
2. Габриелян О.С. Настольная книга учителя. Химия. 9класс / О.С. Габриелян, И.Г. Остроумов. – М.: Дрофа, 2002. – 400 с.
3. Глинка Н.Л. Общая химия: Учебное пособие для вузов / Под ред. А.И. Ермакова. – изд. 30-е, исправленное – М.: Интеграл-Пресс, 2008. – 728 с.
4. Горковенко М.Ю. Химия. 9 класс. Поурочные разработки к учебникам О.С. Габриеляна (М.: Дрофа); Л.С. Гузея и др. (М.: Дрофа); Г.Е. Рудзитиса, Ф.Г Фельдмана (М.: Просвещение). – М.: “ВАКО”, 2004, 368 с. – (В помощь школьному учителю).
5. Химия. – 2-е изд., перераб. / ред. коллегия: М. Аксёноыв, И. Леенсон, С. Мартынова и др. – М.: Мир энциклопедий Аванта+, Астрель, 2007. – 656 с.: ил. (Энциклопедия для детей).