II. Закрепление нового материала

1. Пользуясь данными таблиц, объясните, почему у атомов хлора степени окисления выражаются нечетными числами, а у атомов серы -- четными. Почему кислород проявляет постоянную валентность, а сера -- переменную?

2. Сравните свойства кристаллической и пластической серы. На основе этого примера поясните сущность аллотропии.

Таблица 6

Химические свойства серы
окислительные	восстановительные
1. Сера реагирует почти со всеми металлами: 2. С некоторыми металлами, например Na, К, взаимодействует даже без нагревания: 3. При повышенной температуре реагирует с водородом:	При повышенной температуре сера реагирует с фтором и с кислородом (горит):

5. Применение серы. Области применения серы показаны на схеме 2

Схема 2

3. Перечислите природные соединения серы, напишите их химические формулы и определите в них степени окисления серы.

4. Составьте уравнения реакций, при которых из простых веществ образуются сложные вещества, формулы которых следующие: Li2S, ZnS, H2S, SO2, CS2 и SF6. Используя данные таблицы, поясните, какие свойства (окислительные или восстановительные) проявляет сера в этих реакциях.

5. Как можно получить диоксид серы? Назовите не менее трех способов получения SO2. Почему диоксид серы может быть и окислителем, и восстановителем?

6. Известно соединение, содержащее 0,27928 массовых долей, или 27,928%, фосфора и 0,72072 массовых долей, или 72,072%, серы. Найдите его простейшую формулу.

7. При образовании 1 моль оксида серы (IV) из элементов выделяется 332,8 кДж. Сколько выделится теплоты при сгорании 1 г серы?

Лабораторные опыты

V. Ознакомление с образцами серы и ее природных соединений

Рассмотрите выданные вам образцы серы и ее природных соединений. В тетрадях сделайте запись по следующей схеме:

Название

Химическая формула

Агрегатное состояние

Цвет

Твердость

IV. Домашнее задание

2.3 Урок № 3. Серная кислота, состав, строение, свойства, применение

Цели урока: учащиеся должны знать строение, физические и химические свойства H2SO4; уметь на основе знаний о скорости химических реакций и химическом равновесии обосновывать выбор условий течения реакций, лежащих в основе производства серной кислоты; определять на практике сульфат- и сульфид-ионы.

Основные понятия: сернистый ангидрид, серный ангидрид, комплексное использование сырья.

Ход урока

I. Организационный момент; проверка домашнего задания

II. Новый материал

1. Электронная и структурная формулы. Так как сера находится в 3-м периоде периодической системы, то правило октета не соблюдается и атом серы может приобрести до двенадцати электронов.

(Шесть электронов серы обозначены звездочкой.)

2. Получение. Серная кислота образуется при взаимодействии оксида серы (VI) с водой (SO3 + Н2О H2SO4). Описание производства серной кислоты приводится в § 16 ([5], с. 37 - 42).

3. Физические свойства. Серная кислота -- бесцветная, тяжелая ( =1,84 г/см3), нелетучая жидкость. При растворении ее в воде происходит очень сильное разогревание. Помните, что нельзя вливать воду в концентрированную серную кислоту (рис. 2)! Концентрированная серная кислота поглощает из воздуха водяные пары. В этом можно убедиться, если открытый сосуд с концентрированной серной кислотой уравновесить на весах: через некоторое время чашка с сосудом опустится.

Рис. 2. Приготовление раствора серной кислоты

4. Химические свойства. Разбавленная серная кислота обладает общими свойствами, характерными для кислот и специфическими (табл. 7).

Таблица 7

Химические свойства серной кислоты
Общие с другими кислотами	Специфические
1. Водный раствор изменяет окраску индикаторов.	1. Концентрированная серная кислота -- сильный окислитель: при нагревании она реагирует почти со всеми металлами (искл. Аu, Pt и нек. др.). В этих реакциях в зависимости от активности металла и условий выделяются SO2, H2S, S, например: Cu+2H2SO4 CuSO4+SO2 +2H2O
2. Разбавленная серная кислота реагирует с металлами: H2SO4+Zn ZnSO4+H2 2H+ + SO42-+Zn0 Zn2+ + SO42- +H20 2H+ + Zn0 Zn2+ + H20	2. Концентрированная серная кислота энергично реагирует с водой с образованием гидратов: H2SO4 + nH2O H2SO4 nН2О+ Q Концентрированная серная кислота способна отщепить от органических веществ водород и кислород в виде воды, обугливая органические вещества
3. Реагирует с основными и амфотерными оксидами: H2SO4 + MgO MgSO4 + H2O 2H++SO42-+MgOMg2++SO42-+H2O 2H+ + MgO Mg2+ + H2O	3. Характерной реакцией на серную кислоту и ее соли является взаимодействие с растворимыми солями бария: Н2SО4 + ВаСl2 BaSO4 +2HCl 2H+ + SO42- + Ba2+ + 2Cl- BaSO4 + 2Н+ + 2Сl- Ba2+ + SO42- BaSO4 Выпадает белый осадок, который не растворяется ни в воде, ни в концентрированной азотной кислоте
4. Взаимодействует с основаниями: H2SO4 + 2KOH K2SO4 + 2H2O 2H+ + SO42- + 2K+ + 2OH- 2K+ + SO42- + 2H2O 2H+ + 2OH- 2H2O Если кислота взята в избытке, то образуется кислая соль: H2SO4+NaOH NaHSO4+H2O
5. Реагирует с солями, вытесняя из них другие кислоты: 3H2SO4+Ca3(PO4)2 3CaSO4+2H3PO4

Применение. Серную кислоту широко применяют (рис. 3), она является основным продуктам химической промышленности.

Рис. 3. Применение серной кислоты: 1 - получение красителей; 2 - минеральных удобрений; 3 - очистка нефтепродуктов; 4 - электролитическое получение меди; 5 - электролит в аккумуляторах; 6 - получение взрывчатых веществ; 7 - красителей; 8 - искусственного шелка; 9 -- глюкозы; 10 -- солей; 11 - кислот.

Серная кислота образует два ряда солей -- средние и кислые:

Na2SО4 NaHSО4

сульфат натрия гидросульфат натрия

(средняя соль) (кислая соль)

Соли серной кислоты широко используют, например, Na2SO410H2O - кристаллогидрат сульфата натрия (глауберова соль) применяют в производстве соды, стекла, в медицине и ветеринарии. CaSO42H2O - кристаллогидрат сульфата кальция (природный гипс) - применяют для получения полуводного гипса, необходимого в строительстве, а в медицине - для накладывания гипсовых повязок. CuSO45H2O - кристаллогидрат сульфата меди (II) (медный купорос) - используют в борьбе с вредителями растений.

III. Закрепление нового материала

1. Зимой между рамами окон иногда помещают сосуд с концентрированной серной кислотой. С какой целью это делают, почему сосуд нельзя заполнять кислотой доверху?

2. 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.

3. Как распознать сульфиды? Где они применяются?

4. Составьте уравнения реакций, которые практически осуществимы, используя приведенные схемы:

CuSO4 + HCl

Hg + H2SO4(конц)

Cu + HCl

NaNO3 + HCl

MgCl2 + H2SO4(конц.)

Na2SO3 + H2SO4

NaOH + H2SO4

Al(OH)3 + H2SO4

При составлении уравнений реакций укажите условия их осуществления. В тех случаях, где это требуется, составьте уравнения в ионном и сокращенном ионном виде.

5. Назовите окислитель в реакциях: а) разбавленной серной кислоты с металлами; б) концентрированной серной кислоты с металлами.

6. Что вы знаете о сернистой кислоте?

7. Почему концентрированная серная кислота является сильным окислителем? Каковы особые свойства концентрированной серной кислоты?

8. Как концентрированная серная кислота взаимодействует с металлами?

9. Где применяются серная кислота и ее соли?

Задачи

1. Какой объем кислорода потребуется для сжигания: а) 3,4 кг сероводорода; б) 6500 м3 сероводорода?

2. Какова масса раствора, содержащего 0,2 массовые доли серной кислоты, которая расходуется на реакцию с 4,5 г алюминия?

Лабораторные опыты

VI. Распознавание сульфат-ионов в растворе. В одну пробирку налейте 1--2 мл раствора сульфата натрия, в другую -- столько же сульфата цинка, а в третью -- разбавленного раствора серной кислоты. Во все пробирки поместите по грануле цинка, а затем добавьте несколько капель раствора хлорида бария или нитрата бария.

Задания. 1. Как можно отличить серную кислоту от ее солей? 2. Как отличить сульфаты от других солей? Составьте уравнения проделанных вами реакций в молекулярном, ионном и сокращенном ионном виде.

IV. Домашнее задание [5]

2.4 Урок-зачет по теме «Халькогены»

Цель урока: Закрепление и проверка знаний и умений учащихся.

Перед проведением тестового контроля (15 мин) с целью закрепления пройденного материала нужно решить задачи по теме. [6]

Задача 1. При полном разложении нитрата щелочного металла масса выделившегося кислорода составляет 8,2 % от исходной массы нитрата. Установите формулу нитрата.

Решение

Пусть масса нитрата, вступившего в реакцию, равна 100 г, тогда масса выделившегося кислорода равна 8,2 г.

Запишем уравнение реакции разложения нитрата, обозначив символ элемента буквой X:

NО3 = 2XNO2 + О2.

(у + 62) г/моль 32 г/моль

Находим количества веществ нитрата щелочного металла и кислорода:

(XNO3) = 100 / (у + 62) (моль); n (О2) = 8,2 / 32 (моль).

По уравнению реакции из 2 моль нитрата выделяется 1 моль кислорода. Отсюда следует:

2 (8,2 / 32) = 100 / (y + 62).

Решая уравнение, находим, что у = 133. Следовательно, щелочной металл -- это цезий.

Задача 2. Напишите уравнения реакций в соответствии со схемой превращений: . В схеме А -- газ, необходимый для дыхания; В - простое вещество желтого цвета; С - удушливый газ, в два раза тяжелее кислорода; D - газ с неприятным запахом тухлых яиц.

Решение

А -- кислород; В -- сера; С -- оксид серы (IV); D -- сероводород.

Химические превращения могут быть представлены следующими уравнениями:

O2 + 2H2S = 2S + 2H2O; S + O2 = SO2; SO2 + 2H2S = 3S + 2H2O; S + H2= H2S.

Задача 3. Простое вещество А образуется из газообразного вещества Б во время грозы. Вещество А неустойчиво и легко превращается в вещество Б. В веществе Б сгорает вещество В красного цвета, образуя вещество Г черного цвета. Если на вещество Г подействовать газообразным веществом Д, которое значительно легче воздуха, можно получить вещество В. Определите состав веществ А, Б, В, Г, Д и напишите уравнения реакций.

Решение

А - озон, Б -- кислород, В -- медь, Г -- оксид меди (II), Д -- водород.

Задача 4. В лаборатории имеются вещества: перманганат калия, нитрат натрия, хлорат калия, пероксид бария. Какое из этих веществ нужно использовать, чтобы получить максимальный объем кислорода? Ответ подтвердите расчетами.

Решение

Запишем уравнения реакций получения кислорода из предложенных веществ:

2KMnO4 = K2MnO4 + MnO2 + О2;

158 г/моль

2NaNО3 = 2NaNO2 + О2;

85 г/моль

2KClO3 = 2KCl + 3О2;

122,5 г/моль

2ВаО2 = 2ВаО + О2.

169 г/моль

Пусть для получения кислорода использовали равные навески веществ, обозначим их массу буквой т. Определим количество вещества кислорода по каждому уравнению реакции:

n (KMnO4) = т /158, следовательно, n(02) = т /(2 158);

n (NaNO3) = т /85, следовательно, n(02) = т /(2 85);

n (KClO3) = т /122,5, следовательно, n(O2) = 3 т /(2 122,5);

n (BaО2) = т /169, следовательно, n(О2) = т /(2 * 169).

Сравнивая количества вещества кислорода, которое получается в каждой реакции, делаем вывод, что максимальное количество, а значит, и объем этого вещества можно получить при разложении хлората калия.

Задача 5. Смесь равных масс алюминия и кислорода нагрели в закрытом сосуде в отсутствие воздуха. После окончания реакции к смеси веществ добавили такую же массу расплавленной серы. Во сколько раз масса исходной смеси отличается от массы полученной смеси веществ?

Решение

Пусть в реакцию вступили 100 г алюминия и 100 г кислорода. Найдем количества веществ:

n (Аl) = 100/27 = 3,7 моль;

n (О2) = 100/32 = 3,1 моль.

По уравнению реакции

4Аl + 3О2 = 2Аl2О3

с 3,7 моль алюминия прореагируют 2,8 моль кислорода. Следовательно, 0,3 моль кислорода останутся в избытке. Этот избыток кислорода будет взаимодействовать с серой: S + О2 = SO2

n (S) = 100/32 = 3,1 моль.

Количество вещества оксида серы(IV) будет равно 0,3 моль; 2,8 моль серы останется после реакции. Итак, по окончании всех реакций смесь будет содержать оксид алюминия (3,7/2 моль), серу (2,8 моль) и оксид серы(IV) (0,3 моль). Найдем массу этой смеси:

т = 1,85 * 102 + 2,8 * 32 + 0,3 * 64 = 298 г.

Масса исходных веществ равна 200 г. Масса полученной смеси больше массы исходных веществ примерно в 1,5 раза.

Задача 6. 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?

Ответ. Кислая соль KHSO3 массой 12 г.

Задача 7. 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? Ответ. 8%.

Задача 8. Рассчитайте массу серной кислоты, содержащейся в растворе объемом 2 л с массовой долей кислоты 0,98, плотность раствора 1,84 г/см3. Ответ. 3,6 кг.

Задача 9. Какой объем раствора серной кислоты концентрацией 0,25 моль/л вступает в реакцию с цинком, если при этом выделяется водород объемом 6,72 л (н. у.)? Ответ: 1,2 л.

Задача 10. При полном разложении 56,1 г смеси хлората калия и перманганата калия образовалось 8,96 л кислорода. Определите состав исходной смеси в % по массе.

Ответ. (KMnO4) = 56,3%; (KClO3) = 43,7%.

Задача 11. При нагревании 63,2 г перманганата калия получено 3,36 л кислорода. Определите степень разложения перманганата калия (в %) и количественный состав твердого остатка.

Ответ. Степень разложения KMnO4 - 75%; (K2MnO4) = 50,6%; (MnO2) = 22,3%; (KMnO4) = 27,1%.

Задача 12. Вычислите объем раствора серной кислоты с массовой долей Н2SO4 96% (= 1,84 г/мл), необходимого для приготовления 2 л раствора с молярной концентрацией 0,25 моль/л.

Ответ: 27,74 мл.

Далее учащимся на доске предлагаются задания для самоконтроля из следующих заданий:

1. Допишите уравнения практически осуществимых реакций:

а) Na2SO4 + KCl... ;

б) SO2 + Cа(ОН)2... ;

в) Al + O2... ;

г) KOH + H2SO4... ;

д) Сu(OH)2 + SO3... ;

е) Ba(OH)2 + H2S... ;

ж) H2SO4 + Cu... ;

з) CaSO4 + Ba(NO3)2... ;

и) Na2SO3 + H2SO4... ;

к) Al + H2SO4 (разб.)... .

2. Какие из предложенных веществ реагируют между собой:

Мg, Ва(ОН)2, SO3, Н2О, Сu(ОН)2, К2SO4, Н2SO4, Сu?

Напишите молекулярные и ионные уравнения реакций.

3. С какими веществами реагирует оксид серы(IV):

H2O, H2SO4, NаСl, NаОН, СаО, О2, Аl(ОН)3?

4. Напишите уравнения реакций следующих превращений:

Установите формулы веществ А и Х.

5. Составьте схемы электронного баланса, расставьте коэффициенты в уравнениях реакций:

а) H2S + НNO2 S + NO + H2O;

б) Н2О2 + FeSO4 + Н2SO4 Fe2(SO4)3 + Н2О;

в) Na2O + NaI + Н2SO4 I2 + Na2SO4 + Н2О;

г) Н2SO4 + КВr K2SO4 + Вr2 + SO2 + Н2О;

д) Н2SO4 + NaI + NаNО3 I2 + NO + Na2SO4 + Н2О.

3.5 Система уроков по теме «Кислотные дожди» для 10-11 классов с углубленным изучением экологии

Цели:

раскрыть причины и механизм образования кислотных дождей;

показать их влияние на все компоненты биосферы, в том числе на человека;

обсудить основные методы снижения кислотообразующих выбросов в атмосферу.

На занятиях можно использовать аудиовизуальные технические средства обучения:

плакаты «Шкала кислотности», «Кислотные дожди», «Последствия кислотных дождей»;

дидактический раздаточный материал в виде таблицы, диаграммы источников выбросов в атмосферу оксидов серы и азота, схемы образования кислотных аэрозолей и дождей;

видеофильм Минприроды о состоянии воздушного бассейна России.

Тема «Кислотные дожди» изучается на нескольких уроках и завершается контролем полученных школьниками знаний.

ХОД УРОКА

В новое тысячелетие человечество вступает в условиях экологического кризиса. До ноосферы Вернадского как сферы коллективного разума на Земле еще очень далеко. В последней четверти ХХ в. три глобальные экологические проблемы - разрушение озонового слоя Земли, прогрессирующее потепление ее климата и кислотные дожди - сделали вполне реальной угрозу самоуничтожения человечества. Еще в конце прошлого века Энгельс предупреждал: «Не будем, однако, слишком обольщаться нашими победами над природой. За каждую такую победу она нам мстит. Каждая из этих побед имеет, правда, в первую очередь те последствия, на которые мы рассчитывали, но во вторую и третью очередь совсем другие, непредвиденные последствия, которые очень часто уничтожают последствия первых». Знакомство с проблемой кислотных дождей подтвердит нам правоту этих слов.

Преодоление экологического кризиса во всех его проявлениях, ведущих к деградации природы и, как следствие, к деградации и исчезновению человечества, жизненно необходимо. Не должны оказаться пророческими слова великого ученого-естествоиспытателя, впервые создавшего теорию развития живой природы, Жана Батиста Ламарка: «Можно, пожалуй, сказать, что назначение человека заключается в том, чтобы уничтожить свой род, предварительно сделав земной шар непригодным для обитания».

Для успешного разрешения планетарных экологических кризисов и дальнейшего развития человеческой цивилизации необходимо понимание и осознание этих кризисных проблем всеми, в том числе подрастающим поколением, чтобы направить свою деятельность на изменение структуры общественного и хозяйственного устройства, формирование экологического мировоззрения, ответственного за состояние дома, в котором мы все живем, - нашей планеты Земли.

Теперь подробно познакомимся с сутью проблемы кислотных осадков, в том числе дождей.

Кислотные осадки представляют собой различные виды атмосферных осадков (дождь, снег, туман, роса) с кислотностью выше нормы.

1. Понятие кислотности

Кислотность водного раствора определяется присутствием в нем положительных водородных ионов Н+ и характеризуется концентрацией этих ионов в одном литре раствора C(H+) (моль/л или г/л). Щелочность водного раствора определяется присутствием гидроксильных ионов ОН- и характеризуется их концентрацией C(ОН-).

Как показывают расчеты, для водных растворов произведение молярных концентраций водородных и гидроксильных ионов - величина постоянная, равная

C(H+) C(ОН-) = 10-14,

другими словами, кислотность и щелочность взаимосвязанны: увеличение кислотности приводит к снижению щелочности, и наоборот.

Раствор является нейтральным, если концентрации водородных и гидроксильных ионов одинаковы и равны (каждая) 10-7 моль/л. Такое состояние характерно для химически чистой воды.

Из сказанного следует, что для кислых сред выполняется условие: 10-7 < C(H+) ? 100, для щелочных сред: 10-14 ? C(H+) < 10-7.

Страницы: 1, 2, 3, 4