SERAS (soufre), non métallique élément chimique, membre de la famille des chalcogènes (O, S, Se, Te et Po) - groupe VI du système périodique des éléments. Le soufre, comme beaucoup de ses utilisations, est connu depuis l'Antiquité. A. Lavoisier a affirmé que le soufre est un élément. Le soufre est vital pour la croissance des plantes et des animaux, il fait partie des organismes vivants et de leurs produits de décomposition, il est abondant, par exemple, dans les œufs, le chou, le raifort, l'ail, la moutarde, l'oignon, les poils, la laine, etc. Il est également présent dans le charbon et le pétrole.

Application.

Environ la moitié de la consommation annuelle de soufre va aux produits chimiques industriels tels que acide sulfurique, le dioxyde de soufre et le disulfure de carbone (disulfure de carbone). De plus, le soufre est largement utilisé dans la production d'insecticides, d'allumettes, d'engrais, d'explosifs, de papier, de polymères, de peintures et de colorants, ainsi que dans la vulcanisation du caoutchouc. Les États-Unis, les pays de la CEI et le Canada occupent la première place dans la production de soufre.

Prévalence dans la nature.

Le soufre se trouve à l'état libre ( soufre natif) En outre, il existe d'énormes réserves de soufre sous forme de minerais sulfurés, principalement des minerais de plomb (lustre de plomb), de zinc (blende de zinc), de cuivre (lustre de cuivre) et de fer (pyrite). Lorsque les métaux sont extraits de ces minerais, ils sont généralement libérés du soufre par grillage en présence d'oxygène, et du dioxyde de soufre (IV) se forme, qui est souvent rejeté dans l'atmosphère sans utilisation. En plus des minerais sulfurés, on trouve beaucoup de soufre sous forme de sulfates, par exemple le sulfate de calcium (gypse), le sulfate de baryum (barytine). Des sulfates de magnésium et de sodium solubles dans l'eau sont présents dans l'eau de mer et de nombreuses eaux minérales. Dans certaines eaux minérales, on trouve du sulfure d'hydrogène (sulfure d'hydrogène). Dans l'industrie, le soufre peut être obtenu en tant que sous-produit de procédés de fusion, de fours à coke, de raffinage de pétrole, à partir de fumées ou de gaz naturels. Le soufre est extrait des gisements souterrains naturels en le faisant fondre avec de l'eau surchauffée et livré à la surface par de l'air comprimé et des pompes. Dans le procédé flash pour l'extraction du soufre des gisements de soufre dans une usine de tuyaux concentriques brevetée par G. Frasch en 1891, le soufre est obtenu avec une pureté allant jusqu'à 99,5%.

Propriétés

Le soufre a l'apparence d'une poudre jaune ou d'une masse cristalline fragile, inodore et insipide et insoluble dans l'eau. Le soufre est caractérisé par plusieurs modifications allotropes. Les plus connus sont les suivants: soufre cristallin - rhombique (soufre natif, un-S) et monoclinique (soufre prismatique, b-S); amorphe - colloïdal (lait de soufre) et plastique; intermédiaire amorphe-cristallin - sublimé (couleur soufre).

Soufre cristallin.

Le soufre cristallin a deux modifications; l'un d'eux, rhombique, est obtenu à partir d'une solution de soufre dans du disulfure de carbone (CS 2) par évaporation du solvant à température ambiante. Dans ce cas, il se forme des cristaux translucides en forme de diamant jaune clair qui sont facilement solubles dans CS 2. Cette modification est stable jusqu'à 96 ° C, à une température plus élevée la forme monoclinique est stable. Lors du refroidissement naturel du soufre fondu dans des creusets cylindriques, de gros cristaux de modification rhombique de forme déformée (octaèdres, dont les coins ou les faces sont partiellement «coupés») se développent. Ce matériau est appelé soufre en morceaux dans l'industrie. La modification monoclinique du soufre est un long cristal d'aiguille jaune foncé transparent, également soluble dans CS 2. Lorsque le soufre monoclinique est refroidi en dessous de 96 ° C, un soufre rhombique jaune plus stable se forme.

Soufre non cristallin.

En plus de ces formes cristallines et amorphes, il existe une forme intermédiaire connue sous le nom de couleur de soufre ou de soufre lyophilisé, qui est obtenue par condensation de vapeur de soufre, en contournant la phase liquide. Il est constitué des plus petits grains ayant un centre de cristallisation et une surface amorphe. Cette forme est lentement et pas complètement soluble dans CS 2. Après un traitement à l'ammoniac pour éliminer les impuretés telles que l'arsenic, un produit est connu en médecine sous le nom de soufre lavé, qui est utilisé de manière similaire au soufre colloïdal.

L'état liquide.

Les molécules de soufre sont constituées d'une chaîne fermée de huit atomes (S 8). Le soufre liquide a une propriété inhabituelle: avec l'augmentation de la température, sa viscosité augmente. En dessous de 160 ° C, le soufre est un liquide jaunâtre typique, sa composition correspond à la formule S 8 et est indiquée l-S. Avec l'augmentation de la température, les molécules de l'anneau S 8 commencent à se briser et à se rejoindre, formant de longues chaînes ( m-S), la couleur du soufre liquide devient rouge foncé, la viscosité augmente, atteignant un maximum à 200-250 ° C.

Du gaz.

Le soufre bout à 444,6 ° C, formant des vapeurs jaune orangé constituées principalement de molécules S 8. Avec l'augmentation de la température, la couleur de la vapeur passe au rouge foncé, puis au fauve, et à 650 ° C au jaune paille. Avec un chauffage supplémentaire, les molécules S 8 se dissocient, formant des formes d'équilibre de S 6, S 4 et S 2 à différentes températures. Et enfin, à\u003e 1000 ° C, les vapeurs sont constituées pratiquement de molécules S 2, et à 2000 ° C elles sont constituées de molécules monatomiques.

Propriétés chimiques.

Le soufre est un non-métal typique. Il a six électrons sur la couche externe d'électrons, et il est plus facile d'attacher les électrons d'autres éléments qu'il n'en donne. Il réagit avec de nombreux métaux en dégageant de la chaleur (par exemple, lorsqu'il est combiné avec du cuivre, du fer, du zinc). Il se connecte à presque tous les non-métaux, bien que moins énergiquement.

Connexions.

Anhydride sulfureux

formé lors de la combustion du soufre dans l'air, en particulier lors de la cuisson des minerais métalliques sulfurés. Le dioxyde de soufre est un gaz incolore avec une odeur d'étouffement. Il s'agit d'anhydride d'acide sulfureux, il se dissout facilement dans l'eau avec formation d'acide sulfureux. Le dioxyde est facilement liquéfié (c.-à-d. À ébullition. -10 ° C) et stocké dans des cylindres en acier. Le dioxyde est utilisé dans la production d'acide sulfurique, dans les unités de réfrigération, pour blanchir les textiles, la pâte de bois, la paille, le sucre de betterave, pour conserver les fruits et légumes, pour la désinfection, dans les industries brassicole et alimentaire.

Présentation de la leçon

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Éduquer:

Pour créer les conditions de l'éducation morale et esthétique des étudiants à l'environnement, la capacité de travailler en binôme avec introspection des sections de contrôle, des tests.

En développement:

développer la capacité de travailler dans une atmosphère de recherche, de créativité, donner à chaque étudiant l'opportunité de réussir; la capacité de donner une auto-évaluation des activités de la leçon;

Enseignement général:

organiser les activités des étudiants pour maîtriser:

• de la connaissance
: propriétés chimiques et méthodes de production de dioxyde de soufre et de dioxyde de soufre;
• compétences
: noter les équations des réactions chimiques caractérisant les propriétés chimiques de l'acide sulfureux et de ses sels sous forme ionique et redox.

Leçon

I. Moment d'organisation.

II. Apprendre du nouveau matériel:

1. Structure:

SO 2 ( gaz acide, dioxyde de soufre (IV)), la formule moléculaire

Formule structurelle

2. Propriétés physiques

1. Gaz incolore à l'odeur âcre; toxique.
2. Il est soluble dans l'eau (dans 1 V H 2 O il dissout 40 V SO 2 à NU)
3. Plus lourd que l'air, toxique.

3. Réception

1. Dans l'industrie: cuisson au sulfure.

FeS 2 + O 2 → Fe 2 O 3 + SO 2

a) Créer un bilan électronique (OVR).

2. En laboratoire: l'interaction des sulfites avec les acides forts:

Na 2 SO 3 + 2HCl → 2NaCl + SO 2 + H 2 O

3. Lors de l'oxydation des métaux avec de l'acide sulfurique concentré:

Cu + H 2 SO 4 (conc) → CuSO 4 + SO 2 + H 2 O

b) établir un bilan électronique (OVR) .

4. Propriétés chimiques  SO 2

1. Interaction avec l'eau

Lorsqu'il est dissous dans l'eau, un dioxyde de soufre H 2 SO 3 faible et instable se forme (existe uniquement en solution aqueuse).

SO 2 + H 2 O ↔ H 2 SO 3

2. Interaction avec les alcalis:

Ba (OH) 2 + SO 2 → BaSO 3 ↓ (sulfite de baryum) + H 2 O

Ba (OH) 2 + 2SO 2 (excès) → Ba (HSO 3) 2 (hydrosulfite de baryum)

3. Interaction avec les oxydes basiques (il se forme du sel):

SO 2 + CaO \u003d CaSO 3

4. Réactions d'oxydation, SO 2 - agent réducteur:

SO 2 + O 2 → SO 3 (catalyseur - V 2 O 5)

c) Compiler le bilan électronique (OVR)

SO 2 + Br 2 + H 2 O → H 2 SO 4 + HBr

d) établir un bilan électronique (OVR)

SO 2 + KMnO 4 + H 2 O → K 2 SO 4 + MnSO 4 + H 2 SO 4

d) établir un bilan électronique (OVR)

5. Réactions de réduction, SO 2 - agent oxydant

SO 2 + C → S + CO 2 (lorsqu'il est chauffé)

f) Créer un bilan électronique (OVR)

SO 2 + H 2 S → S + H 2 O

g) établir un bilan électronique (OVR)

5. Propriétés chimiques de H 2 SO 3

1. Acide sulfureux  se dissocie en étapes:

H 2 SO 3 ↔ H + + HSO 3 - (première étape, un anion hydrosulfite est formé)

HSO 3 - ↔ H + + SO 3 2- (deuxième étape, il se forme un anion sulfite)

H 2 SO 3 forme deux rangées de sels:

Moyen (sulfites)

Acide (hydrosulfites)

2. Une solution d'acide sulfurique H 2 SO 3 a des propriétés réductrices:

H 2 SO 3 + I 2 + H 2 O \u003d H 2 SO 4 + HI

h) Compilation du bilan électronique (OVR)

III. Contrôle de soi.

Effectuer les transformations selon le schéma:

S → H 2 S → SO 2 → Na 2 SO 3 → BaSO 3 → SO 2

Écrivez les équations des réactions d'échange d'ions sous forme ionique pleine et courte.

Les réponses pour l'auto-test sont affichées à l'écran.

IV. La réflexion

Répondez aux questions du tableau «Questions pour l'élève» (annexe 1).

V. Devoirs (différenciés)

Faire des tâches en police rouge:

Équations a, b, e, g - «3»

Équations a - e - «4»

Équations a - s - «5»

Annexe 1

Questions à l'étudiant

Date ___________________ Classe ______________________

Essayez de vous rappeler exactement ce que vous avez entendu dans la leçon et répondez aux questions:

Présentation de la leçon

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Éduquer:

Pour créer les conditions de l'éducation morale et esthétique des étudiants à l'environnement, la capacité de travailler en binôme avec introspection des sections de contrôle, des tests.

En développement:

développer la capacité de travailler dans une atmosphère de recherche, de créativité, donner à chaque étudiant l'opportunité de réussir; la capacité de donner une auto-évaluation des activités de la leçon;

Enseignement général:

organiser les activités des étudiants pour maîtriser:

• de la connaissance
: propriétés chimiques et méthodes de production de dioxyde de soufre et de dioxyde de soufre;
• compétences
: noter les équations des réactions chimiques caractérisant les propriétés chimiques de l'acide sulfureux et de ses sels sous forme ionique et redox.

Leçon

I. Moment d'organisation.

II. Apprendre du nouveau matériel:

1. Structure:

SO 2 (dioxyde de soufre, dioxyde de soufre (IV)), formule moléculaire

Formule structurelle

2. Propriétés physiques

1. Gaz incolore à l'odeur âcre; toxique.
2. Il est soluble dans l'eau (dans 1 V H 2 O il dissout 40 V SO 2 à NU)
3. Plus lourd que l'air, toxique.

3. Réception

1. Dans l'industrie: cuisson au sulfure.

FeS 2 + O 2 → Fe 2 O 3 + SO 2

a) Créer un bilan électronique (OVR).

2. En laboratoire: l'interaction des sulfites avec les acides forts:

Na 2 SO 3 + 2HCl → 2NaCl + SO 2 + H 2 O

3. Lors de l'oxydation des métaux avec de l'acide sulfurique concentré:

Cu + H 2 SO 4 (conc) → CuSO 4 + SO 2 + H 2 O

b) établir un bilan électronique (OVR) .

4. Propriétés chimiques du SO 2

1. Interaction avec l'eau

Lorsqu'il est dissous dans l'eau, un dioxyde de soufre H 2 SO 3 faible et instable se forme (existe uniquement en solution aqueuse).

SO 2 + H 2 O ↔ H 2 SO 3

2. Interaction avec les alcalis:

Ba (OH) 2 + SO 2 → BaSO 3 ↓ (sulfite de baryum) + H 2 O

Ba (OH) 2 + 2SO 2 (excès) → Ba (HSO 3) 2 (hydrosulfite de baryum)

3. Interaction avec les oxydes basiques (il se forme du sel):

SO 2 + CaO \u003d CaSO 3

4. Réactions d'oxydation, SO 2 - agent réducteur:

SO 2 + O 2 → SO 3 (catalyseur - V 2 O 5)

c) Compiler le bilan électronique (OVR)

SO 2 + Br 2 + H 2 O → H 2 SO 4 + HBr

d) établir un bilan électronique (OVR)

SO 2 + KMnO 4 + H 2 O → K 2 SO 4 + MnSO 4 + H 2 SO 4

d) établir un bilan électronique (OVR)

5. Réactions de réduction, SO 2 - agent oxydant

SO 2 + C → S + CO 2 (lorsqu'il est chauffé)

f) Créer un bilan électronique (OVR)

SO 2 + H 2 S → S + H 2 O

g) établir un bilan électronique (OVR)

5. Propriétés chimiques de H 2 SO 3

1. L'acide sulfurique se dissocie pas à pas:

H 2 SO 3 ↔ H + + HSO 3 - (première étape, un anion hydrosulfite est formé)

HSO 3 - ↔ H + + SO 3 2- (deuxième étape, il se forme un anion sulfite)

H 2 SO 3 forme deux rangées de sels:

Moyen (sulfites)

Acide (hydrosulfites)

2. Une solution d'acide sulfurique H 2 SO 3 a des propriétés réductrices:

H 2 SO 3 + I 2 + H 2 O \u003d H 2 SO 4 + HI

h) Compilation du bilan électronique (OVR)

III. Contrôle de soi.

Effectuer les transformations selon le schéma:

S → H 2 S → SO 2 → Na 2 SO 3 → BaSO 3 → SO 2

Écrivez les équations des réactions d'échange d'ions sous forme ionique pleine et courte.

Les réponses pour l'auto-test sont affichées à l'écran.

IV. La réflexion

Répondez aux questions du tableau «Questions pour l'élève» (annexe 1).

V. Devoirs (différenciés)

Faire des tâches en police rouge:

Équations a, b, e, g - «3»

Équations a - e - «4»

Équations a - s - «5»

Annexe 1

Questions à l'étudiant

Date ___________________ Classe ______________________

Essayez de vous rappeler exactement ce que vous avez entendu dans la leçon et répondez aux questions:

Page 1

L'acide sulfurique, le thiosulfate de sodium et l'hydrogène sulfuré sont oxydés par le brome en acide sulfurique ou ses sels.

L'acide sulfurique est une impureté que l'on trouve en très petites quantités dans toutes les variétés commerciales de gélatine.

Acide sulfurique 231, 372, 373 Soufre gazeux, voir Anhydride sulfureux Couleur du soufre 367 Sulfure d'hydrogène 231, 369 mangé.

L'acide sulfurique est oxydé en acide sulfurique et dithionique (H2540c) en quantités qui varient avec la température et la concentration.

L'acide sulfurique ne guérit pas.

L'acide sulfurique est facilement oxydé en acide sulfurique en raison de la présence d'une paire d'électrons peu commune à l'atome de soufre.

L'acide sulfurique n'existe qu'en solution.

L'acide sulfurique a toutes les propriétés des acides (voir page

Acide sulfurique, solution fraîchement préparée à 5%.

Le sulfure anhydre est inconnu. Il forme des sels moyens et acides. Ces derniers sont très solubles dans l'eau, tandis que la plupart des sels moyens, les sulfites, sont presque insolubles dans l'eau. L'acide sulfurique et ses sels sont de puissants agents réducteurs. Déjà en solution, ils s'oxydent lentement avec l'oxygène atmosphérique et facilement avec des agents oxydants tels que l'iode, le permanganate de potassium et le dichromate de potassium. À la suite de l'oxydation, l'acide sulfurique ou ses sels sont obtenus. Mais le gaz sulfureux, l'acide sulfureux et ses sels peuvent parfois être des agents oxydants. Par exemple, ils oxydent le sulfure d'hydrogène en soufre libre. Les métaux alcalins brûlent dans le dioxyde de soufre, mais il ne prend pas en charge la combustion d'une torche. L'acide sulfureux et le gaz sulfureux se combinent facilement avec de nombreux colorants, donnant des composés instables et incolores.

L'acide sulfurique est un acide de force moyenne: il est plus fort que le sulfure d'hydrogène, mais plus faible que le chlorhydrique et le sulfurique. Les sels moyens sont appelés sulfates ou sulfites.

Le sulfure anhydre est inconnu.