Сера Реферат По Химии
Сера Реферат По Химии
Cайты учителей
Все блоги
Все файлы
Все тесты
Приглашаем вас на международную педагогическую онлайн-конференцию «Педагогика в теории и практике: актуальные вопросы». Подробнее...
Была в сети 04.04.2019 06:21
Категория:
Химия
Социально-психологическая и педагогическая работа с зависимым поведением
Продолжительность 72 часа
Методика обучения химии в условиях реализации ФГОС
1200 руб.
4000 руб.
Сложные задания в школьном курсе химии
1200 руб.
4000 руб.
Система работы с высокомотивированными и одаренными учащимися по...
1200 руб.
4000 руб.
Современные педагогические технологии в образовательном процессе
1200 руб.
4000 руб.
Интерактивные методы в практике школьного образования
1200 руб.
4000 руб.
Исследовательская деятельность учащихся
1200 руб.
4000 руб.
Речевая подготовка детей к школе на современном этапе
Развитие пространственных представлений школьников в обучении...
Особенности работы с гиперактивными детьми в начальной школе
© 2014-2020, ООО "Мультиурок", ИНН 6732109381
Информация
О проекте
Обратная связь
Друзьям сайта
Проверка документов
Меню:
Cайты учителей
Все блоги
Все файлы
Введение…………………………………………………………………………3
1. Общая характеристика серы. Нахождение в природе и применение….…4
2. Соединения серы (II)………….………………………………………………6
3. Соединения серы (IV)…………………………………………………………9
4. Соединения серы (VI)………………………………………………………...11
Заключение……………………………………………………………………….14
Список использованной литературы…………………………………………...15
Сера омерзительно пахнет, будучи и порошком, и кристаллом. Если же вам доведется понюхать горящую серу, вы сразу поймете, почему во многих культурах мира в преисподней пахнет именно серой. Жрецы использовали ее в составе «священных курений» при некоторых религиозных обрядах. Запах многих соединений серы столь же неприятен, но королем среди них является сероводород.
Лук и чеснок своим запахом также обязаны соединениям серы.
Сера - один из биогенных элементов. Сера входит в состав некоторых аминокислот (цистеин, метионин), витаминов (биотин, тиамин), ферментов.
Человек содержит примерно 2 г серы на 1 кг своего веса.
Особенно богаты ею кровь, нервная ткань, печень, мышцы, скелет. Достаточно много серы в поверхностных слоях кожи, в составе меланина и кератина (ногти, волосы).
В данной работе раскрываются общие сведения о сере, ее нахождение в природе, об основных соединениях серы в различной степени окисления и их химические свойства.
Сера (S) имеет атомную массу 32,064. Электронная конфигурация атома серы
Атом серы имеет 6 валентных электронов, обладает большим радиусом и поэтому проявляет меньшую электротрицательность по сравнению с кислородом. Сера проявляет степени окисления -2; 0; +4; +6.
Сера может образовывать несколько аллотропных видеизменений. Это - ромбическая (октаэдрическая), пластическая и моноклинная сера.
Ромбическая сера - наиболее распространенное аллотропное видоизменение серы. Это кристаллическо вещество лимонно-желтого цвета, кристаллизующееся виде октаэдров. Плотность ромбической серы 2,07 г/см!
Она плавится при температуре 112,8 °С, кипит при 444,6 °С, в воде нерастворима, но хорошо растворяется в сероуглероде, бензоле и других органических растворителях. Температура воспламенения 360 °С.
Пластическая сера получается, если нагревать ромбическую серу почти до кипения и затем быстро вылить в стакан с холодной водой. Эта модификация серы обладает пластичностью в отличие от весьма хрупкой ромбической серы. Пластическая сера довольно быстро переходит в ромбическую.
Моноклинная сера получается при медленном охлаждении расплавленной серы на воздухе. При этом образуются длинные нитевидные кристаллы, которые при остывании также превращаются в октаэдры. Существование аллотропных видоизменений у серы объясняется различием кристаллических структур. Если октаэдрическая сера имеет молекулы в виде 8-членных колец, то молекулы пластической серы образуют длинные, беспорядочно расположенные цепочки разной величины. Моноклинная сера близка по структуре октаэдрической.
В химическом отношении сера является активным веществом. Она довольно легко реагирует со многими металлами. Во всех случаях образуются сульфиды, например при нагревании серы с алюминиевым или цинковым порошком, а с натрием просто при растирании в ступке.
При пропускании водорода через пары серы образуется сероводород.
Возможны и другие реакции, в результате которых сера приобретает положительные степени окисления. Обычно это бывает при непосредственном взаимодействии серы с кислородом – горение серы
Поскольку у кислорода величина электроотрицательности больше, чем у серы, то в соединении SO 2 сера проявляет степень окисления +4 и в данной реакции ведет себя как восстановитель.
Двуокись серы имеет следующую электронную структуру:
Более глубокое окисление серы до степени окисления +6 возможно при образовании серного ангидрида. В присутствии катализатора при температуре 400-500 °С оксид серы (IV) окисляется кислородом, образуя серный ангидрид:
Сера вступает во взаимодействие и со сложными органическими веществами.
Несмотря на высокую химическую активность, сера довольно широко встречается в виде минерала, который называется самородной серой. Это почти исключительно ромбическая сера. Прочие аллотропные видоизменения серы в природе не встречаются.
Сера обычно вкраплена в различные горные породы, из которых ее довольно легко выплавить. Самородная сера чаще всего имеет вулканическое происхождение. Богаты самородной серой Кавказ, Каракумы, Керченский полуостров, Узбекистан.
Сера встречается также в виде сульфидов - сернистых металлов (пирит FeS 2 , цинковая обманка ZnS, свинцовый блеск РЬS), в виде сульфатов (глауберова соль Na 2 S0 4 ·10Н 2 O, гипс СаSO 4 ∙ 2Н 2 O).
Свободная сера применяется главным образом в производстве серной кислоты, а также в бумажной промышленности, для вулканизации каучука, в производстве красителей, в сельском хозяйстве для уничтожения вредителей (опыление и окуривание виноградников и хлопчатника), в производстве спичек. В медицине сера используется в виде мазей вместе с другими веществами при чесотке и других кожных заболеваниях. Чистая сера неядовита.
Сера образует соединения с водородом (сульфид водорода, сероводород Н 2 S) и металлами (сульфиды Na 2 S, FеS и др.). Сульфиды можно рассматривать как производные сероводорода, т. е. соли сероводородной кислоты.
Сероводород. Молекула сероводорода построена по полярному типу связи:
Общие электронные пары сильно смещены в сторону атома серы как более электроотрицательного.
Сероводород - это газ тяжелее воздуха, с резким неприятным запахом тухлых яиц. Очень ядовит! Органы обоняния человека весьма чувствительны к сероводороду. При наличии в воздухе 1/2000 части сероводорода может наступить потеря обоняния. Хроническое отравление сероводородом в малых дозах вызывает потерю веса, головные боли.
В случае более сильных отравлений через некоторое время потерпевший может потерять сознание, а очень высокие концентрации вызывают смерть. При отравлениях сероводородом больного выносят на свежий воздух и дают ему вдыхать небольшие количества хлора, а также чистый кислород. Предельно допустимая концентрация сероводорода в рабочем помещении 1 мг/м 3 .
Сероводород переходит в жидкое состояние при температуре -60 °С. Он хорошо растворяется в воде, образуя при этом сероводородную воду, или, как ее еще называют, сероводородную кислоту.
Сероводород - один из лучших восстановителей. Он легко восстанавливает бромную и хлорную воду в бромоводородную или хлороводородную кислоты, при этом S 2- окисляется до нейтральной серы S 0 :
Сероводород горит. При достаточном доступе воздуха происходит полное сгорание:
В этом случае S -2 окисляется до S +4 (происходит отдача шести электронов), а кислород восстанавливается от О 0 до О -2 . При недостаточном доступе воздуха или снижении температуры пламени происходит неполное сгорание сероводорода:
Здесь окисление серы идет менее глубоко — до S 0 .
В лаборатории сероводород получают в аппарате Киппа при взаимодействии сульфида железа (или сульфида натрия) с разбавленной серной кислотой:
Сероводород, растворяясь в воде, образует слабую сероводородную кислоту, диссоциирующую по двум ступеням:
Диссоциация по второй ступени протекает в незначительной степени. Эта кислота настолько слабая, что ее иногда называют сероводородной водой.
Сероводородную кислоту из-за ее неустойчивости нельзя долго хранить в лаборатории. Раствор постепенно мутнеет в результате осаждения свободной серы:
В окислительно-восстановительных реакциях сероводородная кислота ведет себя как типичный восстановитель, например:
Н 2 S + К 2 Сг 2 0 7 + Н 2 SO 4 → ... (S 0 ; Сг +3 ).
Сероводородная кислота проявляет общие свойства кислот. Например, такие металлы, как цинк, железо, с ней не реагируют, а натрий и кальций, попадая в сероводородную кислоту, реагируют не с ней, а с имеющейся в растворе водой, образуя щелочь, которая затем может вступить в реакцию с сероводородной кислотой. Так как эта кислота двухосновная, она может образовывать 2 рода солей - сульфиды и гидросульфиды.
Средние соли сероводородной кислоты - сульфиды - нерастворимы в воде, кроме солей натрия и калия, и имеют различную окраску: сульфиды свинца и железа - черную, цинка - белую, кадмия - желтую. Гидросульфиды хорошо растворимы в воде.
Реактивом на ион серы (II) S 2- является ион кадмия Cd 2+ , который в соединении с ионом серы дает нерастворимый в воде желтый осадок, например:
Сd(NO 3 ) 2 + Н 2 S = CdS↓ + 2НNO 3
Оксид серы (IV) SO 2 - сернистый газ, тяжелее воздуха с резким неприятным запахом. Молекула SO 2 построена по ковалентному типу связи, ее полярность слабо выражена.
При -10 °С и атмосферном давлении оксид серы (IV) превращается в жидкость, а затвердевает при -73 °С. Это соединение хорошо растворимо в воде (на 1 объем воды 40 объемов оксида серы) (IV); при этом наряду с растворением происходит взаимодействие с водой:
Получающаяся сернистая кислота является весьма непрочной, поэтому реакция обратима.
Оксид серы (IV) имеет большое промышленное значение. Его получают обжигом серного колчедана FеS 2 (пирита) или серы:
В лаборатории оксид серы (IV) получают действием сильных кислот на соли сернистой кислоты, например действием серной кислоты на сульфит или гидросульфит натрия:
Н 2 SO 4 + Na 2 SO3 →Na 2 SO 4 + Н 2 O + SO 2
Оксид серы (IV) можно получить разложением солей сернистой кислоты, например сульфита кальция СаSO 3 при нагревании:
Оксид серы (IV) ядовит. Нарушает обменные и ферментативные процессы. При острых отравлениях появляются хрипота, приступы сухого кашля, боли в груди, жжение в горле, слезотечение, одышка, иногда потеря сознания, при хронических отравлениях - рвота, синюшность. Предельно допустимая концентрация SO 2 в воздухе 10 мг/м 3 . Если случаются выбросы SO 2 в атмосферу на химических предприятиях, это существенно нарушает экологическую обстановку в регионе и наносит большой вред здоровью людей.
При взаимодействии с органическими красителями оксид серы (IV) может их обесцветить, но по другой причине, чем при обесцвечивании хлором: окисления не происходит, а возникает бесцветное соединение SO 2 с красителем, которое со временем разрушается и окраска красителя восстанавливается.
В связи с тем что степень окисления серы в оксиде +4, т. е. условно с внешнего уровня атома серы отдано 4 электрона, для него существуют две возможности: либо он может дополнительно отдать оставшиеся на внешнем уровне 2 электрона, т. е. проявить свойства восстановителя, либо может принять некоторое количество электронов, т. е. проявить окислительные свойства.
Например, в присутствии сильного окислителя S +4 ведет себя как восстановитель:
Вг 2 + 2Н 2 O + SO 2 →Н 2 SO 4 + 2НВг;
2КМnO 4 + 2Н 2 O + 5SO 2 →К 2 SO 4 + 2МnSO 4 + 2Н 2 SO 4 ;
К 2 Сг 2 O 7 + 3SO 2 + Н 2 SO 4 →К 2 SO 4 + Сг 2 (SO 4 ) 3 + Н 2 O.
Особое значение имеет окисление оксида серы (IV) кислородом в присутствии катализатора V 2 O 5 или при температуре 400-500 °С, в результате чего образуется оксид серы (VI) - серный ангидрид.
Этот процесс широко используется в производстве серной кислоты контактным способом.
В присутствии сильных восстановителей, например сероводорода, S +4 ведет себя как окислитель: SO 2 + 2Н 2 S → 2Н 2 O + 3S.
Оксид серы (IV) применяется в промышленности для отбеливания при невозможности использования хлора, в производстве бумаги, для дезинфекции помещений и крупных резервуаров и т. д.
Как было уже сказано, при растворении оксида серы (IV) в воде образуется сернистая кислота - кислота средней силы. Она диссоциирует по двум ступеням:
Н 2 SO 3 ↔Н + + НSO 3 - ↔2Н + + SO 3 2- .
Сернистая кислота нестойкая, быстро разлагается на оксид серы (IV) и воду:
В связи с этим реакция сернистой кислоты с металлами, более активными , чем водород, невозможна.
Будучи двухосновной, сернистая кислота может образовать 2 ряда солей: средние – сульфиты и кислые – гидросульфиты. Все сульфиты нерастворимы, за исключением сульфитов щелочных металлов и аммония. У гидросульфитов растворимость несколько выше. Все сульфиты и гидросульфиты могут разлагаться под действием сильных кислот:
Nа 2 SO 3 + Н 2 SO 4 = SO 2 ↑+ Nа 2 SO 4 + Н 2 O;
2NаНSO 3 + Н 2 SO 4 = 2SO 2 ↑+ Nа 2 SO 4 + 2Н 2 O.
При действии кислот на сульфиты и гидросульфиты выделяется оксид серы (IV), обладающий неприятным запахом.
Этой реакцией пользуются для того, чтобы отличить сульфиты от карбонатов, которые ведут себя аналогично, но оксид углерода (IV) запаха не имеет.
Как уже упоминалось, при окислении оксида серы (IV) образуются оксид серы (VI), триоксид серы или серный ангидрид. Степень окисления +6 для серы является максимально положительной. Поэтому S +6 никогда не может вести себя как восстановитель.
Серный ангидрид - бесцветное кристаллическое вещество. Температура плавления его 17 °С, температура кипения 45 °С. Серный ангидрид настолько гигроскопичен, что хранить его в обычной посуде нельзя. Его хранят в запаянных стеклянных ампулах.
Это кислотный оксид, обладающий всеми типичными свойствами этой группы веществ. В частности, он может реагировать с водой, образуя серную кислоту:
SO 3 (г.) +Н 2 O(ж.) →Н 2 SO 4 (ж.)
Серный ангидрид является сильным окислителем и при взаимодействии с водой дает, как уже упоминалось, серную кислоту Н 2 SO 4 . Она принадлежит к числу сильных кислот. Серная кислота двухосновная и диссоциирует по двум ступеням:
Графическая формула серной кислоты:
Серная кислота - жидкость, почти вдвое тяжелее воды. Ее плотность при обычных условиях 1,83. Серная кислота затвердевает при 10 °С, ее 95%-й раствор кипит при 330 °С. Запаха и цвета серная кислота не имеет. С водой смешивается в любых соотношениях. Растворение серной кислоты в воде сопровождается выделением большого количества тепла, что может привести даже к закипанию раствора, поэтому при смешивании серной кислоты с водой следует наливать серную кислоту в воду, а не наоборот!
В противном случае первые порции воды могут закипеть и разбрызгать капли раствора серной кислоты, причинив сильные ожоги. Серная кислота - едкая жидкость, поэтому следует избегать попадания ее на кожу и одежду. В случае попадания необходимо быстро смыть ее большим количеством воды, а затем нейтрализовать раствором соды. Предельно допустимая концентрация паров серной кислоты в воздухе населенных мест 0,1 мг/м 3 . Серная кислота интенсивно адсорбирует влагу из воздуха, поэтому ее часто используют как поглотитель влаги в эксикаторах.
Если в серную кислоту опустить лучинку или поместить кусочек сахара, то они через некоторое время обугливаются. Это объясняется тем, что серная кислота отнимает у древесины и сахара воду, оставляя углерод.
Серная кислота является сильной и наиболее стойкой из известных минеральных кислот. Она может вытеснить из соли любую кислоту, на чем и основаны лабораторные способы получения различных кислот - азотной, хлороводородной:
2КNO 3 + Н 2 SO 4 = К 2 SO 4 + 2НNO 3 ;
2NаС1 + Н 2 SO 4 = Nа 2 SO 4 + 2НС1.
Промышленный способ получения фосфорной кислоты:
Са 3 (РO 4 ) 2 + 3Н 2 SO 4 = 3СаSO 4 ↓ + 2Н 3 РO 4 .
Разбавленная серная кислота, как и все другие кислоты, реагирует с металлами, более активными, чем водород:
2NаОН + Н 2 SO 4 = Nа 2 SO 4 + 2Н 2 O.
Качественной реакцией на сульфат-ион SO 4 2- является реакция с катионом бария, в результате которой выпадает белый осадок, нерастворимый в кислотах:
Концентрированная серная кислота — сильный окислитель, особенно при нагревании, так как входящая в ее состав сера S +6 может только принимать электроны, т. е. ведет себя как окислитель. Концентрированная серная кислота может реагировать с металлами, менее активными, чем водород, например с медью. При этом выделяется не водород, а оксид серы (IV) и вода:
Концентрированная серная кислота реагирует с металлами, более активными, чем водород, иначе, чем разбавленная. Цинк, например, из концентрированной серной кислоты не вытесняет водород, а восстанавливает серную кислоту до оксида серы (IV), свободной серы или сероводорода:
2Н 2 SO 4 + Zn → ZnSO 4 + SO 2 + 2H 2 O;
4Н 2 SO 4 + 3Zn → 3ZnSO 4 + S + 4H 2 O;
5Н 2 SO 4 + 4Zn → 4ZnSO 4 + H 2 S + 4H 2 O;
Безводная серная кислота называется моногидратом. А если в моногидрате растворить еще некоторое количество SO 3 , то получаем олеум Н 2 SO 4 • nSO 3 . Олеум «дышит» на воздухе из-за выделяющихся из него паров SO 3 , которые, соединяясь с парами воды, образуют туман. Моногидрат не содержит ионов и поэтому не проводит электрического тока, а также не вступает в ионные реакции с некоторыми металлами, более активными, чем водород, например с железом, поэтому моногидрат можно перевозить в железных цистернах. Золото, платина устойчивы к серной кислоте любых концентраций. Концентрированная серная кислота окисляет и некоторые неметаллы, например углерод.
В лаборатории серную кислоту не получают, а в основе производственного процесса лежит последовательное окисление серы от S -2 (в пирите FеS 2 ), через S +4 (SO 2 ) до S +6 (SO 3 и Н 2 SO 4 ).
Серная кислота применяется в громадных количествах и в различных отраслях промышленности. Серную кислоту используют в производстве минеральных удобрений, таких, как суперфосфат, сульфат аммония; она является сырьем для получения ее солей, не встречающихся в природе, например медного купороса СиSO 4 • 5Н 2 O, железного купороса FеSO 4 • 7Н 2 O.
Благодаря высокой химической стойкости серная кислота применяется для получения других кислот, например фтороводородной НF, хлороводородной НС1 и фосфорной Н 3 РO 4 , путем взаимодействия с их солями.
Серная кислота незаменима при очистке нефтепродуктов от примесей. Без серной кислоты невозможно изготовление нитрующей смеси (смесь азотной и серной кислот) и, следовательно, многих взрывчатых веществ (например, нитроглицерина, тротила, пироксилина). Серная кислота широко применяется при синтезе лекарственных веществ, в металлургии, производстве красителей. Разбавленные растворы серной кислоты применяются в производстве искусственных волокон. Ни одна химическая и медицинская лаборатория не может обойтись без серной кислоты.
Соли серной кислоты называются сульфатами.
Поскольку серная кислота является двухосновной, она образует 2 ряда солей: средние - сульфаты и кислые - гидросульфаты, например сульфат натрия Na 2 SO 4 , гидросульфат натрия NaНSO 4 . Сульфаты хорошо растворимы в воде, за исключением сульфата бария, сульфата свинца и малорастворимого сульфата кальция.
Медный купорос CuSO 4 • 5Н 2 O - соль, которая в природе не встречается. Получают только искусственным путем. Применяется медный купорос в строительстве, полиграфии, сельском хозяйстве.
Железный купорос FеSO 4 • 7Н 2 O широко используется в сельском хозяйстве как протрава при крашении тканей, для изготовления красителей, для очистки и консервирования древесины и т. д.
Сульфат бария ВаSO 4 нерастворим ни в воде, ни в кислотах, ни в органических растворителях и применяется при рентгеноскопии желудка и кишечника. Он совершенно не ядовит (растворимые соли бария являются сильными ядами
Министерство образования и науки Российской Федерации [электронный ресурс].
1. Габриелян О.С. Химия. 9 класс. Учебник для общеобразовательных учреждений– М.: Дрофа, 2010./
2. Габриелян О.С. Программа курса химии для 8-11 классов общеобразовательных учреждений / - М.: Дрофа, 2006./
3. Габриелян О.С. Химия 9 класс. Контрольные и проверочные работы к учебнику О.С.Габриеляна «Химия.9» /О.С.Габриелян, П.Н.Березкин, А.А.Ушакова и др. – М.: Дрофа, 2005./
4. Габриелян О.С. Дидактические карточки-задания по химии к учебнику О.С.Габриеляна «Химия.9 класс» /Н.С.Павлова – М.: Дрофа, 2006
Хомченко И.Г., Сборник задач и упражнений по химии для средней школы.-Москва: « Издательство Новая Волна » 1997.
Электронная тетрадь по химии 8 класс...
Электронная тетрадь по химии 10 класс...
Электронная тетрадь по химии 9 класс...
Электронная тетрадь по химии 11 класс...
© 2018,
Султанова Нарият Расуловна
3158
28
Лицензия на право ведения
образовательной деятельности
№5251 от 25.08.2017 г.
Реферат " Сера и ее соединения" | Инфоурок
Реферат на тему: " Сера "
Реферат Сера
Реферат : Сера - BestReferat.ru
Сера (3) - Реферат
Сера . Реферат . Химия . 2008-12-09
> Реферат : Сера ( Химия ) читать онлайн или скачать бесплатно.
Сера - реферат по химии
Сера
Доклад -сообщение Сера 4, 9 класс по химии
Сера - описание, получение, применение, химические свойства...
Доклад на тему Сера (9 класс) (описание для детей)
Сера , её физические и химические свойства. - Абросимова Елена...
Сера и ее соединения — востребованные во многих сферах...
Сера
Жизненный Опыт Человека Сочинение
Сайт Для Создания Рефератов
Гусляр Як Выразнік Народных Дум Сочинение
Виды Гражданского Права Реферат
Музыка Сочинение Любимая Игрушка