Сера и ее соединения на уроках химии и экологии - рефераты, скачать рефераты, бесплатно рефераты

Рефераты. Сера и ее соединения на уроках химии и экологии

ГЛАВА 2. МОИ УРОКИ
2.1 Урок № 1. Положение химических элементов подгруппы кислорода в периодической таблице химических элементов, строение их атомов

Цели и задачи: учащиеся должны уметь применять знания о строении атома для характеристики атомов элементов подгруппы кислорода; знать, как изменяется строение атомов элементов главной подгруппы.

Ход урока

I. Организационный момент; проверка домашнего задания

II. Новый материал.

1. Строение атомов кислорода и серы (табл. 4).

Таблица 4. Схемы строения атомов кислорода и серы

Химический знак	Размещение электронов по энергетическим уровням	Электронная формула
О	+8О 2е-, 6е-	1s2 \| 2s22p4
S	+16S 2е-, 8е-, 6е-	1s2 \| 2s22p6 \| 3s23p43d0

Размещение электронов по орбиталям

На наружном энергетическом уровне атомов всех элементов VI A группы находится по 6 электронов. До устойчивого энергетического состояния атома, характерного для благородных газов, недостает двух электронов, которые способны присоединять эти элементы. Поэтому кислород является одним из сильных окислителей: О0 + 2е- О-2

Кислород в подавляющем большинстве соединений проявляет постоянную степень окисления -2. Исключением являются соединения OF2, где кислород имеет степень окисления +2, и пероксид водорода Н2О2, где кислород имеет степень окисления -1 (Н+1--О-1--О-1--Н+1). В подгруппе с возрастанием относительных атомных масс и увеличением атомных радиусов: а) закономерно уменьшаются неметаллические свойства; б) прочность водородных соединений падает; в) сила кислородных кислот уменьшается.

Таблица 5. Возможные степени окисления серы

Состояние атомов серы

Размещение электронов по орбиталям

Степень окисления

Нормальное

состояние

Возбужденные

состояния

+ 2, - 2

+ 4

+ 6

У атомов серы на третьем энергетическом уровне имеется пять незаполненных d-орбиталей. Поэтому возможно распаривание электронов. В результате этого у атомов серы появляется либо четыре, либо шесть неспаренных электронов, которые при образовании соединений с более электроотрицательным элементом смещаются в его сторону (табл. 5). Этим объясняется степень окисления серы в соединениях с кислородом: S+4O2 и S+6O3.

III. Закрепление нового материала.

3.1 Ответьте на вопросы:

1. На основе теории строения атомов, используя таблицу, поясните, почему кислород является более сильным окислителем, чем сера. Почему кислород проявляет постоянную валентность?

2. Возможные степени окисления кислорода и серы.

2.2 Урок № 2. Сера, строение молекул, физические и химические свойства

Знать: аллотропные модификации серы; физические и химические свойства, получение и применение серы, оксидов серы(IV) и серы(VI), cерной кислоты, сульфатов; качественные реакции на сульфат- и сульфид-ионы; химические реакции, лежащие в основе производства серной кислоты; общие научные принципы химического производства.

Уметь: рассматривать в сравнении аллотропные модификации; записывать уравнения реакций, характеризующие свойства серы и ее соединений; рассматривать химические свойства веществ с точки зрения окислительно-восстановительных и ионных представлений.

Основные понятия: аллотропия, аллотропные модификации.

ХОД УРОКА

I. Организационный момент; проверка домашнего задания

II. Новый материал

1. Сера в природе и ее получение. В природе сера встречается как в свободном состоянии (сопутствует горным породам), так и в виде соединений. Важнейшие природные соединения серы показаны на схеме 1.

Схема 1

2. Получение. Для отделения серы в свободном состоянии от других горных пород пользуются ее легкоплавкостью (112,8°С).

3. Физические свойства серы. Сера - твердое кристаллическое вещество желтого цвета. Как неметалл, она плохо проводит теплоту и не проводит электрический ток. Кусочки серы тонут в воде - ее плотность близка к 2, а порошок серы всплывает (не смачивается водой). Подобно сере в измельченном состоянии водой не смачиваются многие соединения. Этим свойством пользуются для отделения сернистых руд от «пустой породы». Такой метод обогащения руд называется флотацией и используется на практике.

Сера хорошо растворяется в сероуглероде, толуоле и др. При температуре 112,8°С сера плавится, превращаясь в легкоподвижную жидкость желтого цвета. При дальнейшем нагревании она темнеет и густеет. При температуре 444 6 °С она закипает. Если нагретую до кипения серу вылить в холодную воду, то образуется пластическая сера, которая растягивается. Кристаллическая и пластическая сера - это аллотропные видоизменения химического элемента серы.

Кристаллическая сера легко плавится: это свидетельствует о том, что ее кристаллическая решетка должна быть молекулярной. Рентгенографические и другие исследования подтверждают, что кристаллическая решетка серы действительно состоит из кольцевых молекул (рис. 1). При нагревании восьмичленные кольца молекул серы разрываются, превращаясь в длинные цепи (рис. 1), которые могут растягиваться и сокращаться. Это пластическая сера. (Ответьте на вопросы 3--4 ([5], с. 29)).

Рис. 1. Кристаллическая решетка серы, состоящая из восьмичленных колец молекулы серы (а); разрыв восьмичленных колец молекулы серы при нагревании и образование длинных цепей (б).

4. Химические свойства серы. В связи с большим атомным радиусом, чем у кислорода, окислительные свойства серы выражены слабее. Поэтому в реакциях с кислородом сера - восстановитель и проявляет степени окисления +4 и +6 (табл. 6). Окислительные свойства серы проявляются в реакциях с металлами и водородом, а восстановительные -- в реакциях с кислородом и галогенами (кроме иода). Химические свойства серы показаны в таблице 6.

III. 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

Страницы: 1, 2, 3, 4, 5, 6, 7