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)
Кислород с амый распространённый элемент земной коры. Молекула кислорода двухатомна (O 2). Простое вещество – молекулярный кислород – представляет собой газ без цвета и запаха, плохо растворимый в воде. В атмосфере Земли содержится 21 % (по объёму) кислорода. В природных соединениях кислород встречается в виде оксидов (H 2 O, SiO 2) и солей оксокислот. Одно из важнейших природных соединений кислорода – вода, или оксид водорода H 2 O.
Помимо оксидов, кислород способен образовывать пероксиды – вещества, содержащие следующую группировку атомов: –O–O– . Один из важнейших пероксидов – пероксид водорода H 2 O 2 (H–O–O–H). В пероксидах атомы кислорода имеют промежуточную степень окисления минус 1, поэтому эти соединения могут быть как окислителями, так и восстановителями:
Из величин стандартных электродных потенциалов следует, что окисли
тельные свойства H2O2 наиболее сильно проявляются в кислой среде, а восстановительные – в щелочной. Например, пероксид водорода в кислой среде способен окислять те вещества, стандартный потенциал электрохимической системы которых не превышает +1,776 В, и восстанавливать только те, у которых потенциал больше +0,682 В.
Аллотропной модификацией кислорода является озон (O3) – газ со специфическим запахом. Озон получают действием «тихих» электрических разрядов на кислород в специальных приборах – озонаторах. Реакция превращения кислорода в озон требует затраты энергии:
3O2 ↔ 2O3 – 285 кДж.
Обратный процесс – распад озона – протекает самопроизвольно.
Озон – один из сильнейших окислителей; по окислительной активности он уступает только фтору.
При высокой температуре сера взаимодействует с водородом с образованием сероводорода (H2S) – бесцветного газа с характерным запахом гниющего белка. Поскольку эта реакция обратима, то на практике сероводород обычно получают действием разбавленных кислот на сульфиды металлов:
FeS + 2 HCl → H2S + FeCl2 .
Сероводород – сильный восстановитель; при поджигании на воздухе горит голубоватым пламенем:
2 H2S + 3 O2 → 2 SO2 + 2 H2O (в избытке кислорода).
Поэтому смесь сероводорода с воздухом взрывоопасна. При недостатке кислорода сероводород окисляется только до свободной серы:
2 H2S + O2 → 2 S + 2 H2O .
Сероводород очень ядовит и способен вызвать тяжёлые отравления.
Раствор сероводорода в воде обладает свойствами слабой двухосновной кислоты (К1 = 6×10–8, К2 = 1×10–14). Средние соли сероводородной кислоты – сульфиды – можно получить непосредственным взаимодействием металлов с серой. Малорастворимые сульфиды можно получить, действуя сероводородом на растворы солей соответствующих металлов:
CuSO4 + H2S CuS+ H2SO4 .
Оксид серы (IV) образуется при горении серы на воздухе:
S + O2 → SO2 .
В промышленности SO2 получают при обжиге сульфидов и полисульфидов металлов, а также термическим разложением сульфатов (в частности CaSO4):
Диоксид серы – бесцветный газ с запахом жжёной серы. SO2 хорошо растворяется в воде, образуя сернистую кислоту:
Сернистая кислота – слабая двухосновная кислота (К1=1,6×10–2, К2=6×10–8). H2SO3 и её соли являются хорошими восстановителями и окисляются до серной кислоты или сульфатов:
При высокой температуре в присутствии катализатора (V2O5, сплавы на основе платины) диоксид серы окисляется кислородом до триоксида:
Оксид серы (VI) – это ангидрид серной кислоты:
В газообразном состоянии оксид серы (VI) состоит из молекул SO3, построенных в форме правильного треугольника. При конденсации паров SO3 образуется летучая жидкость (t кипения = +44,8 °C), состоящая преимущественно из тримерных циклических молекул. При охлаждении до +16,8 °C она затвердевает, и образуется так называемая льдовидная модификация SO3 . При хранении она постепенно превращается в асбестовидную модификацию SO3, состоящую из полимерных молекул.
Концентрированная серная кислота, особенно горячая, – энергичный окислитель. Она окисляет бромид- и иодид-ионы до свободных галогенов, уголь – до углекислого газа, серу – до SO2. При взаимодействии с металлами концентрированная серная кислота переводит их в сульфаты, восстанавливаясь до SO2, S или H2S. Чем более активен металл, тем более глубоко восстанавливается кислота.
Например, при взаимодействии концентрированной серной кислоты с медью преимущественно выделяется SO2; при взаимодействии с цинком может наблюдаться одновременное выделение и оксида серы (IV), и свободной серы, и сероводорода:
H2SO4 – сильная двухосновная кислота, диссоциированная по первой стадии
практически нацело; диссоциация по второй стадии протекает в меньшей степени, однако в разбавленных водных растворах серная кислота диссоциирована практически нацело по схеме:
H2SO4 → 2 H + + SO4 2-
Большинство солей серной кислоты хорошо растворимо в воде. К практически нерастворимым относятся BaSO4 , SrSO4 , PbSO4; малорастворим CaSO4. Качественная реакция на ионы SO4 2– обусловлена образованием малорастворимых сульфатов. Например, при введении ионов бария в раствор, содержащий сульфатионы, выпадает белый осадок сульфата бария, практически нерастворимый в воде и разбавленных кислотах:
Ba 2+ + SO4 2- → BaSO4↓ .
Серную кислоту применяют в производстве минеральных удобрений;
как электролит в свинцовых аккумуляторах; для получения различных минеральных кислот и солей; в производстве химических волокон, красителей, дымообразующих и взрывчатых веществ; в нефтяной, металлообрабатывающей, текстильной, кожевенной и др. отраслях промышленности и т.д.
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.
Урок 13
Оксид серы (IV). Сероводородная и сернистая кислоты и их соли
Цели урока:
1. Охарактеризовать химические свойства оксида серы (IV), сероводородной и сернистой кислот и их солей, качественные реакции на соединения серы (предметный результат).
2. Продолжить развивать умение генерировать идеи, выявлять причинно-следственные связи, искать аналогии и работать в команде, пользоваться альтернативными источниками информации (метапредметный результат).
3. Формирование умений управлять своей учебной деятельностью, подготовка к осознанию выбора дальнейшей образовательной траектории (личностный результат).
Ход урока
Подготовка к восприятию нового материала (10 мин)
Опрос учащихся по домашнему заданию.
Изучение нового материала (20 мин)
Сероводород H 2 S – бесцветный газ тяжелее воздуха, запах тухлых яиц. Очень ядовит. Содержится в вулканических газах и минеральных водах.
Получают обменной реакцией:
Химические свойства:
1. Горение на воздухе голубым пламенем:
2H 2 S + 3O 2( изб .) = 2H 2 O + 2SO 2
2H 2 S + O 2( недост .) = 2H 2 O + 2S
2. Восстановительные свойства:
3. При растворении в воде образуется сероводородная кислота, которая диссоциирует:
4. Взаимодействие со щелочами. Образует два типа солей: сульфиды и гидросульфиды:
Сернистый газ SO 2 : бесцветный, с резким запахом, тяжелее воздуха, хорошо растворяется в воде, ядовит.
Кислотный оксид.
1. При вз-и с водой образует сернистую к-ту:
Сернистая к-та неустойчива, легко распадается на оксид серы (IV) и воду. Существует только в водных растворах. Образует два типа солей: сульфиты и гидросульфиты.
Качественная реакция на сульфиты
Сероводород (H₂S) представляет собой бесцветный газ c запахом тухлых яиц. По плотности он тяжелее водорода. Сероводород смертельно ядовит для человека и животных. Даже незначительное его содержание в воздухе вызывает головокружение и тошноту, но самым страшным является то, что при длительном его вдыхании этот запах уже не ощущается. Однако при отравлении сероводородом существует простое противоядие: следует завернуть в платок кусок хлорной извести, затем смочить, и какое-то время нюхать этот сверток. Сероводород получают путем взаимодействия серы с водородом при температуре 350 °С:
H₂ + S → H₂S
Это окислительно-восстановительная реакция: в ходе нее изменяются степени окисления участвующих в ней элементов.
В лабораторных условиях сероводород получают воздействием на сульфид железа серной или соляной кислоты:
FeS + 2HCl → FeCl₂ + H₂S
Это реакция обмена: в ней взаимодействующие вещества обмениваются своими ионами. Данный процесс обычно проводят с помощью аппарата Киппа.
Аппарат Киппа
Свойства сероводорода
При горении сероводорода образуется оксид серы 4 и водяной пар:
2H₂S + 3О₂ → 2Н₂О + 2SO₂
H₂S горит голубоватым пламенем, а если над ним подержать перевернутый химический стакан, то на его стенках появится прозрачный конденсат (вода).
Однако при незначительном понижении температуры данная реакция проходит несколько иначе: на стенках предварительно охлажденного стакана появится уже желтоватый налет свободной серы:
2H₂S + О₂ → 2Н₂О + 2S
На этой реакции основан промышленный способ получения серы.
При поджигании предварительно подготовленной газообразной смеси сероводорода и кислорода происходит взрыв.
Реакция сероводорода и оксида серы(IV) также позволяет получить свободную серу:
2H₂S + SО₂ → 2Н₂О + 3S
Сероводород растворим в воде, причем три объема этого газа могут раствориться в одном объеме воды, образуя слабую и нестойкую сероводородную кислоту (Н₂S). Эту кислоту также называют сероводородной водой. Как видите, формулы газа-сероводорода и сероводородной кислоты записываются одинаково.
Если к сероводородной кислоте прилить раствор соли свинца, выпадет черный осадок сульфида свинца:
H₂S + Pb(NO₃)₂ → PbS + 2HNO₃
Это качественная реакция для обнаружения сероводорода. Она же демонстрирует способность сероводородной кислоты вступать в реакции обмена с растворами солей. Таким образом, любая растворимая соль свинца является реактивом на сероводород. Некоторые другие сульфиды металлов также имеют характерную окраску, например: сульфид цинка ZnS - белую, сульфид кадмия CdS - желтую, сульфид меди CuS - черную, сульфид сурьмы Sb₂S₃ - красную.
Кстати, сероводород является нестойким газом и при нагревании практически полностью разлагается на водород и свободную серу:
H₂S → Н₂ + S
Сероводород интенсивно взаимодействует с водными растворами галогенов:
H₂S + 4Cl₂ + 4H₂O→ H₂SO₄ + 8HCl
Сероводород в природе и жизнедеятельности человека
Сероводород входит в состав вулканических газов, природного газа и газов, сопутствующих месторождениям нефти. Много его и в природных минеральных водах, например, в Черном море он залегает на глубине от 150 метров и ниже.
Сероводород применяют :
- в медицине (лечение сероводородными ваннами и минеральными водами);
- в промышленности (получение серы, серной кислоты и сульфидов);
- в аналитической химии (для осаждения сульфидов тяжелых металлов, которые обычно нерастворимы);
- в органическом синтезе (для получения сернистых аналогов органических спиртов (меркаптанов) и тиофена (серосодержащего ароматического углеводорода). Еще одно из недавно появившихся направлений в науке - сероводородная энергетика. Всерьез изучается получение энергии из залежей сероводорода со дна Черного моря.
Природа окислительно-восстановительных реакций серы и водорода
Реакция образования сероводорода является окислительно-восстановительной:
Н₂⁰ + S⁰→ H₂⁺S²⁻
Процесс взаимодействия серы с водородом легко объясняется строением их атомов. Водород занимает первое место в периодической системе, следовательно, заряд его атомного ядра равен (+1), а вокруг ядра атома кружится 1 электрон. Водород с легкостью отдает свой электрон атомам других элементов, превращаясь в положительно заряженный ион водорода - протон:
Н⁰ -1е⁻= Н⁺
Сера находится на шестнадцатой позиции в таблице Менделеева. Значит, заряд ядра ее атома равен (+16), и количество электронов в каждом атоме также 16е⁻. Расположение серы в третьем периоде говорит о том, что ее шестнадцать электронов кружатся вокруг атомного ядра, образуя 3 слоя, на последнем из которых находится 6 валентных электронов. Количество валентных электронов серы соответствует номеру группы VI, в которой она находится в периодической системе.
Итак, сера может отдать все шесть валентных электронов, как в случае образования оксида серы(VI):
2S⁰ + 3O2⁰ → 2S⁺⁶O₃⁻²
Кроме того, в результате окисления серы, 4е⁻могут быть отданы ее атомом другому элементу с образованием оксида серы(IV):
S⁰ + О2⁰ → S⁺4 O2⁻²
Сера может отдать также два электрона c образованием хлорида серы(II) :
S⁰ + Cl2⁰ → S⁺² Cl2⁻
Во всех трех вышеуказанных реакциях сера отдает электроны. Следовательно, она окисляется, но при этом выступает в роли восстановителя для атомов кислорода О и хлора Cl. Однако в случае образования H2S окисление - удел атомов водорода, поскольку именно они теряют электроны, восстанавливая внешний энергетический уровень серы с шести электронов до восьми. В результате этого каждый атом водорода в его молекуле становится протоном:
Н2⁰-2е⁻ → 2Н⁺,
а молекула серы, наоборот, восстанавливаясь, превращается в отрицательно заряженный анион (S⁻²): S⁰ + 2е⁻ → S⁻²
Таким образом, в химической реакции образования сероводорода окислителем выступает именно сера.
С точки зрения проявления серой различных степеней окисления, интересно и еще одно взаимодействие оксида серы(IV) и сероводорода - реакция получения свободной серы:
2H₂⁺S-²+ S⁺⁴О₂-²→ 2H₂⁺O-²+ 3S⁰
Как видно из уравнения реакции, и окислителем, и восстановителем в ней являются ионы серы. Два аниона серы (2-) отдают по два своих электрона атому серы в молекуле оксида серы(II), в результате чего все три атома серы восстанавливаются до свободной серы.
2S-² - 4е⁻→ 2S⁰ - восстановитель, окисляется;
S⁺⁴ + 4е⁻→ S⁰ - окислитель, восстанавливается.