Подгруппа серы

Нахождение в природе. Содержание серы в земной коре составляет до 0,1 %. Остальных элементов подгруппы (Se, Te) мало. В природе сера встречается в свободном состоянии (самородная сера), а также в виде сульфидов и сульфатов. Важнейшие природные сульфиды: пирит (FeS₂), цинковая обманка (ZnS), свинцовый блеск (PbS), медный блеск(Cu₂S), халькопирит (CuFeS₂), киноварь(HgS). Важнейшие природные сульфаты: глауберова соль (Na₂SO₄·10H₂O), гипс (CaSO₄·2H₂O) и др.

Химические свойства. Сера и ее аналоги могут участвовать в реакциях восстановления (в качестве окислителя) (а), окисления (б) и в реакциях диспропорционирования (в) по схеме:

(а)

(б)

а) S + Zn = ZnS б) S + 3F₂ = SF₆

S + H₂ = H₂S S + Cl₂ = SCl₂

S + O₂ = SO₂

в) 3S + 6KOH = K₂SO₃ + 2K₂S + 3H₂O

Лабораторный способ получения: FeS + 2HCl = FeCl₂ + H₂S

Сероводород и сероводородная кислота. H₂S – газ, бесцветный, с характерным запахом, ядовит, плотность 1,19 г/см³, легко сжижается; tº( кипения) = –60,3ºС, tº (затвердевания)= –85,5ºС. Плохо растворим в воде (1объем H₂O растворяет 3 объема H₂S), максимальная концентрация кислоты H

2S 0,11 моль/л. Водный раствор – слабая сероводородная кислота:

H₂S  H⁺+ HS‾  H⁺ + S^2–

В присутствии кислоты (Н⁺) ее диссоциация практически подавляется.

Образует два ряда солей – сульфиды (Na₂S) и гидросульфиды(NaHS).

Сероводород – сильный восстановитель:

2H₂S + 3O₂(избыток) = 2H₂O + 2SO₂

2H₂S + O₂ (недостаток) = 2H₂O + 2S

Сероводородная кислота и сульфиды взаимодействуют со всеми окислителями:

H₂S + Br₂ = S + 2HBr

H₂S + 2FeCl₃ = 2FeCl₂

+ S + 2HCl

H₂S + H₂SO₄(конц.) = S + SO₂ + 2H₂O

2KMnO₄ + 5H₂S + 3H₂SO₄ = 2MnSO₄ + 5S + K₂SO₄ + 8H₂O

K₂Cr₂O₇ + 3H₂S + 4H₂SO₄ = Cr₂(SO₄)₃ + 3S + K₂SO₄ + 7H₂O

Лишь сульфиды щелочных и щелочно-земельных металлов растворимы в воде, сульфиды остальных металлов – осадки различной окраски и растворимости:

ZnS↓, MnS↓ , CdS↓, Sb₂S₃↓, SnS₂↓, PbS↓, CuS↓, HgS↓

белый розовый желтый оранжевый черный черный черный черный

ПР:2,5∙10^–22, 2,5∙10^-10

, 7,2∙10^–27, кислотный характер 2,5∙10^–27 6,3∙10^–36 1,6∙10^–52

Сульфиды металлов, стоящих в ряду напряжений до железа (включительно), имеют довольно большие значения ПР и легко растворяются в разбавленных кислотах:

ZnS + 2HCl = ZnCl₂ + H₂S (ПР = 2,5∙10^–22 )

MnS + 2HCl = MnCl₂ + H₂S (ПР = 2,5∙10^–10)

FeS + 2HCl = FeCl₂ + H₂S (ПР = 5∙10^–18)

Для растворения осадков с меньшим ПР ( ≤ 1·10^–25) к кислоте добавляют более сильный окислитель, например, H₂O₂:

NiS_γ + 2HCl + H₂O₂ = NiCl₂ + S + 2H₂O (ПР = 2∙10^–26)

CoS_γ

– ” – “ – “ – “ — “ – “ – “ – “ (ПР = 2∙10^–25)

Сульфиды всех металлов, кроме HgS, растворяются в концентрированной HNO₃:

3CuS + 8HNO₃ = 3Cu(NO₃)₂ + 2NO + 3S + 4H₂O

Черный осадок сульфида свинца (PbS) при растворении в концентрированной азотной кислоте или в пероксиде водорода превращается в белый (PbSO₄):

3PbS + 8HNO₃ = 3PbSO₄+ 8NO + 4H₂O

черный белый

3 PbS + 4H₂O – 8ē = PbSO₄ + 8H⁺

8 NO₃‾ + 4H+ + 3ē = NO + 2H₂O

PbS + 4H₂O₂ = PbSO₄+ 4H

2O

черный белый

1 PbS + 4H₂O – 8ē = PbSO₄ + 8H⁺

4 Н₂О₂ + 2ē = 2ОН^–

Самый труднорастворимый осадок HgS (ПР=1,6·10^–52) можно перевести в раствор царской водкой или избытком КI (за счет комплексообразования):

3HgS + 2HNO₃ + 12HCl = 3H₂ [HgCl₄] + 2NO + 4H₂O + 3S

HgS + 2HCl + 4KI = K₂ [HgI₄] + 2KCl + H₂S

Тиосоли. Сульфиды олова(IV), мышьяка и сурьмы (SnS₂, AS₂S₃, As₂S₅, Sb₂S₃ и Sb₂S₅) обладают кислотными свойствами (подобно их оксидам) и способны растворяться в

сульфидах щелочных металлов и щелочах с образованием тиосолей.

Примеры:

As₂S₅ + 3Na₂S = 2Na₃AsS₄

(P₂O₅ + 3Na₂O = 2Na₃PO₄)

Sb₂S₃ + 3Na₂S = 2Na₃SbS₃

(P₂O₃ + 3Na₂O = 2Na₃PO₃)

4Sb₂S₅ + 24NaOH = 5Na₃SbS₄ + 3Na₃SbO₄ + 12H₂O

Сульфиды подвергаются гидролизу:

(NH₄)₂S + H₂O  NH₄HS + NH₄OH

Сульфиды алюминия и хрома в водных растворах не могут существовать, т.к. подвергаются полному и необратимому гидролизу:

2AlCl₃ + 3Na₂S + 3H₂O = 2Al(OH)₃↓ + 3H₂S↑ + 6NaCl

2CrCl₃ + 3Na₂S + 3H₂O = 2Cr(OH)₃↓ + 3H₂S↑ + 6NaCl

Известны полисульфиды аналогичные по составу пероксидным соединениям H₂S₂ (Fe[S₂] пирит – производное от H₂S₂) H₂S₃,H₂S₅ и др.

Кислородные соединения серы.

Ниже приведены оксиды серы, соответствующие им кислоты и соли:

+2 +4 +6

SO SO₂ SO₃

(HHSO₂) (H₂SO₃

) (H₂SO₄)

сульфоксиловая сернистая серная кислота

KHSO₂ Na₂SO₃ Na₂SO₄

сульфоксилат калия сульфит натрия сульфат натрия

SO – оксид серы (II.) Получают из оксида серы (IV), пропуская его над парами серы:

S + O₂ = SO₂ SO₂ + S(пары )2SO или S₂O₂

низкое давление

Это бесцветный газ, устойчив, разлагается водой, реагирует с Ме, Г₂

и другими неметаллами. Его можно раасматривать как ангидрид сульфоксиловой кислоты:

SO + KOH KHSO₂

SO₂ – оксид серы (IV). Получают при сжигании серы на воздухе:

S + O₂ = SO₂

При растворении SO₂ в воде образуется слабая и неустойчивая сернистая кислота, которой соответствуют два ряда солей – средние (сульфиты) и кислые (гидросульфиты):

SO₂ + H₂O  H₂SO₃ H₂SO₃  H⁺ + HSO₃^– HSO₃^–  H⁺ + SO₃^2–

Сера в степени окисления (IV) и ее производные проявляют окислительно-восстановительную двойственность, участвуют в реакциях восстановления (а), окисления (б) и диспропорционирования:

(а) (б)

а) S – окислитель (малохарактерно):

H₂SO₃ + 2H₂S = 3S + 3H₂O

1 SO₃^2– + 6H⁺ + 4ē =3S + 3H₂O

2 H₂S –2ē = S +2H⁺

б) Na₂SO₃ — восстановитель, в любой среде: SO₃^2– →SO₄^2–

H₂SO₄ +MnSO₄ +…..

KMnO₄ + Na₂SO₃ + H₂O → Na₂SO₄ + MnO₂ +….

KOH + K₂MnO₄ +……

При кипячении серы с сульфитом натрия образуется новая соль

Na₂SO₃ + S Na₂S₂O₃ — тиосульфат натрия (антихлор).

Отличие в структурной формуле тиосерной кислоты от серной:

Тиосульфат натрия – восстановитель:

S₂O₃^2– + H₂O – 2ē = S + SO₄^2– +2H⁺,

взаимодействует с галогенами:

Na₂S₂O₃ + Cl₂ + H₂O = Na₂SO₄ + S + 2HCl, но

2Na₂S₂O₃ + I₂ = Na₂S₄O₆ + 2NaI

тетратионат натрия

Серная кислота — H₂SO₄. Получают ее по схеме:

1. S + O₂ = SO₂

2. 2SO₂ + O₂2SO₃

3. SO₃ + H₂O = H₂SO₄ (ΔH= – 79,5КДж)

Действие H₂SO₄ на металлы и неметаллы.

Элементы	H2SO4разб.	H2SO4конц.
Ме до Н	Н2↑
Al, Cr, Fe		холодн.-пассивируются
Al — Zn		SO2, S, H2S
Cu — Hg	–	SO2
неметаллы	–	SO2 + ЭОn

H₂SO₄, HCl и др.+ (Fe, Co, Ni, Cr) = Me²⁺ + Н₂

разбавленные

HNO₃, H₂SO₄ , HCl + (Fe, Cr) = Me³⁺

разб.,конц. конц.,tº конц.

Примеры:

Cu + 2H₂SO₄ (конц, tº) = CuSO₄ + SO₂ + 2H₂O

Hg – “ – “ – “ → HgSO₄ + “ – “ – “–

Ag – “ – “ – “ → Ag₂SO₄ + “ – “ – “–

C + 2H₂SO₄(конц.) = CO₂ + 2SO₂ + 2H₂O

S + 2H₂SO₄(конц.) = 3SO₂ + 2H₂O

Промышленное получение H₂SO₄ . Сырьем для получения серной кислоты служит пирит (FeS₂), который при обжиге в печах дает оксид серы (SO₂), из которого далее по одному из методов (контактному или нитрозному) получают серную кислоту.

4FeS₂ + 11O₂ = 2Fe₂O₃ + 8SO₂

1.Контактный метод. По этому методу SO₂ после очистки, осушки поступает в контактный аппарат, где в присутствии катализатора и при нагревании окисляется до SO₃ :

2SO₂ + O₂2SO₃

Pt

SO₃ поступает в поглотительную башню, где растворяется в Н₂SO₄ (концентрированной), превращаясь в олеум:

n SO₂ + H₂SO₄ (конц.) = (H₂SO₄·n SO₂)

олеум

2. Нитрозный метод – окисление SO₂ в SO₃ происходит с помощью оксидов азота:

а) SO₂ + H₂O + NO₂ = H₂SO₄ + NO

б) 2NO + O₂ = 2NO₂

Олеум: x H₂SO₄ ∙y SO₃

x = y = 1: H₂S₂O₇ — пиросерная кислота, соли — пиросульфаты

O O

║ ║

H–O–S–O–S–O–H

║ ║

O O

H₂S₂O₈ – надсерная (пероксодвусерная) кислота, ее соли — персульфаты являются сильными окислителями:

O O

║ ║

H–O–S–O–O–S–O–H ( S₂O₈^2– + 2ē = 2SO₄^2–)

║ ║

O O

Надсерная кислота (бесцветные гигроскопические кристаллы), обугливает бумагу, сахар, парафин, Получают электролизом концентрированного гидросульфата KHSO₄

Электролиз:

– (Kатод) 2HOH +2ē = H₂ +2OH^– + (Aнод) 2HSO₄‾ –2ē = H₂S₂O₈

2K⁺

Без диафрагмы: 2KOH + H₂S₂O₈ = K₂S₂O₈ + 2H₂O

персульфат калия

Персульфаты сильные окислители:

5K₂S₂O₈ + 2MnSO₄ + 8H₂O = 2HMnO₄ + 5K₂SO₄ + 7H₂SO₄

2 Mn²⁺ + 4H₂O – 5ē = MnO₄‾ + 8H⁺

5 S₂O₈^2– + 2ē = 2SO₄^2–

Cr₂(SO₄)₃ +3(NH₄)₂S₂O₈ +7H₂O = (NH₄)₂Cr₂O₇ +2(NH₄)₂SO₄+7H₂SO₄

1  2Cr³⁺ + 7H₂O –6ē = Cr₂O₇^2–+ 14H⁺

3  S₂O₈^2– + 2ē = 2SO₄^2–

При взаимодействии H₂S₂O₈ с концентрированным раствором H₂O₂ образуется одноосновная мононадсерная кислота H₂SO₅:

H₂S₂O₈ + H₂O₂ = 2H₂SO₅

H₂SO₅ — сильнейший окислитель. При контакте с органическими соединениями (бензол и др.) происходит взрыв.

Кроме надкислот серы известны также пероксиды серы : SO₄, S₂O₇

S

O O O O

  ║ ║

O  O S ─O─O─S S₂O₇

 

SO₄ O ─ O ─ O

studfile.net

Элементы главной подгруппы VI группы периодической системы сера, селен, теллур

    Общая характеристика. Элементы кислород, сера, селен, теллур и полоний составляют главную подгруппу шестой группы периодической системы. Общая характеристика этих элементов такова  [c.144]

    Общая характеристика неметаллов шестой группы периодической системы. Элементы VI группы периодической системы подразделяют на две подгруппы. Главную подгруппу составляют кислород, сера, селен, теллур и полоний. К побочной подгруппе относят хром, молибден, вольфрам и уран. [c.140]

    VI группа, главная подгруппа кислород, сера, селен, теллур, полоний. На внешнем уровне атомов этих элементов по шесть электронов П5 Первые четыре элемента имеют ярко выраженные неметаллические свойства. Их называют халькогенами ( образующими руды ), полоний — редкий, малоизученный элемент. Во внешнем уровне атома кислорода нет -подуровня, как и у атомов других элементов 11 периода периодической системы, поэтому кислород проявляет валентность, равную 2, остальные халькогены — 2, 4, 6. Валентность 2 соответствует невозбужденному состоянию атома, 4 —состоянию -возбуждения, 6 — состоянию 5 -возбуждения электронных облаков атома. [c.233]

    Общая характеристика элементов. К главной подгруппе VI группы периодической системы относятся кислород, сера, селен, теллур и полоний. [c.254]

    Общая характеристика элементов. К главной подгруппе VI группы периодической системы относятся кислород, сера, селен, теллур и полоний. Атомы этих элементов содержат (табл. 18) на внещнем энергетическом уровне по шесть электронов (два на 5- и четыре на /3-подуровнях), поэтому они проявляют стремление к дополнению электронами внешнего энергетического уровня до октета. [c.270]

    По химическим свойствам элементы главной подгруппы VI группы периодической системы — сера, селен и теллур (кислород и полоний здесь не рассматриваются) относятся к неметаллам. Хотя селен и теллур, особенно последний, в элементарном состоянии могут существовать в металлических модификациях и способны давать соли с сильными кислотами, выступая в качестве катионов, металлоидный характер у них является преобладающим. При образовании химических соединений сера, селен и теллур могут присоединять или отдавать электроны, проявляя максимальную отрицательную валентность, равную 2, и максимальную положительную, равную 6. Отдача электронов у халькогенов осуществляется легче, чем у галогенов, а присоединение идет несколько труднее. Химическая активность элементов уменьшается по направлению от серы к теллуру, однако в общем является настолько высокой, что ограничивает их применение в катализе. В каталитической практике халькогены и их соединения (за исключением серной кислоты, данные по которой не включены в материал справочника) используются редко, и возможности их применения еще недостаточно изучены. Ниже описываются химические свойства элементарных халькогенов и основных их соединений, употребляющихся в катализе. [c.511]

    Элементы главной подгруппы шестой группы периодической системы — это кислород, сера, селен, теллур и полоний. Последний из них — радиоактивный металл известны как природные, так и искусственно полученные его изотопы. [c.452]

    Вопрос о существовании подгрупп в группах менделеевской системы также нашел свое объяснение. Главная подгруппа в группах менделеевской системы составлена из элементов, атомы которых имеют в своих внешних электронных оболочках число электронов, соответствующее номеру группы в системе Менделеева. Например, в шестой группе периодической системы элементы кислород, сера, селен, теллур и полоний имеют во внешних своих электронных оболочках по 6 электронов другие же элементы той же шестой группы — хром, молибден, вольфрам и уран — выделены в особую подгруппу — они имеют во внешних своих электронных оболочках не по шесть, а по одному или по два электрона, чем объясняются различные их свойства. Из первой группы периодической системы выделены в особую подгруппу медь, серебро и золото, а из второй группы — цинк, кадмий и ртуть, отличающиеся от остальных элементов своих групп второй снаружи электронной оболочкой (по 18 электронов вместо 8 у остальных элементов). [c.215]

    Названия соединений элементов с элементами главной подгруппы шестой группы периодической системы Д. И. Менделеева серой, селеном и теллуром строятся так же, как и названия соединений с галогенами по международной номенклатуре первое слово названия — сульфид, селенид, теллурид по русской для соединений с серой — сернистый. [c.32]

    В главной подгруппе VI группы периодической системы элементов Д. И. Менделеева расположены р-элементы — кислород О (…2з 2р ) и его электронные аналоги — сера 5, селен 5е, теллур Те и полоний Ро (…пз пр ). [c.280]

    В главной подгруппе шестой группы периодической системы элементов Д. И. Менделеева находятся элементы кислород (О), сера (8), селен (Зе), теллур (Те) и полоний (Ро). Эти элементы имеют общее название халькогены, что означает образующие руды . [c.351]

    К подгруппе кислорода относят элементы главной подгруппы VI группы периодической системы типические элементы — кислород и серу, элементы больших периодов — селен, теллур и полоний (мало изученный в химическом отношении). По аналогии с галогенами эти элементы (кроме полония) называют халькогенами. Во внешнем слое их атомов по шесть электронов (з р ). Поэтому халькогены ведут себя как типичные неметаллы, хотя и менее активные, чем галогены. Присоединяя по два электрона, атомы их превращаются в отрицательно двухзарядные ионы, входящие в соединения с металлами и водородом. Но водородные соединения халькогенов менее устойчивы и труднее образуются, чем у галогенов. К тому же с увеличением атомных номеров сродство к электрону у халькогенов уменьшается, а теллур непосредственно с водородом уже не взаимодействует. В подгруппе окислительная активность нейтральных атомов сверху вниз понижается, восстановительные свойства отрицательных ионов усиливаются. [c.168]

    Общие сведения. В главную подгруппу VI группы периодической системы входят элементы

www.chem21.info

Урок по теме «Общая характеристика элементов подгруппы кислорода»

Внимание! Предварительный просмотр слайдов используется исключительно в ознакомительных целях и может не давать представления о всех возможностях презентации. Если вас заинтересовала данная работа, пожалуйста, загрузите полную версию.

Цели урока:

• обучающая: охарактеризовать элементы подгруппы кислорода на основании их положения в Периодической системе и строения атомов; расширить знания учащихся о свойствах элементов главных подгрупп; познакомиться со свойствами элементов – простых веществ;
• коррекционная: отработка умений фиксации взора, ориентации в определенном перцептивном поле, развитие и совершенствование прослеживающих и констатирующих функций неполноценного зрения;
• воспитательная: формирование навыков здорового образа жизни, бережного отношения к природным богатствам, экологически грамотное поведение в природе и обществе как социально и личностно значимого компонента образованности человека.

Задачи урока:

• используя предварительную работу учащихся при подготовке к уроку, частично – поисковый, творческий подход к обучению, опираясь на ранее полученные знания, направлять деятельность учащихся на установление закономерности в изменении свойств элементов и их соединений в зависимости от положения в Периодической системе и строения атомов; способствовать приобретению умений учащихся самостоятельно оценивать свои знания.

Оборудование урока:

• Периодическая система химических элементов Д.И. Менделеева; вода, сера кристаллическая, прибор для нагревания; минералы: пирит, медный блеск, свинцовый блеск, цинковая обманка.

Форма проведения урока:

• урок по технологии “Развивающее обучение” с использованием ИКТ.

Тип урока: объяснительно-поисковый.

Ход урока

I. Организационный этап.

II. Постановка цели урока и актуализация.

Учитель: Ребята, мы с вами изучили Периодический закон и Периодическую систему химических элементов Д.И. Менделеева, можем охарактеризовать элементы исходя из их положения в системе, зная строение их атомов. А теперь мы приступаем к изучению подгрупп химических элементов. Начинаем с подгруппы кислорода. Свои ответы я предлагаю вам оценивать самостоятельно. Для этого вы берете жетон, цвет которого соответствует отметке: красный – “5”, зеленый – “4”, желтый – “3”. В конце урока подведем итоги. Итак, тема нашего урока:

Записать в тетрадь:

Общая характеристика элементов подгруппы кислорода (слайд №1).

III. Воспроизведение учащимися знаний, полученных ранее.

Памятка к изучению подгруппы элементов (слайд №2):

1. Пользуясь Периодической системой, выпишите символы и названия химических элементов, относящихся к данной подгруппе.

2. Составьте схемы строения атомов элементов, укажите принадлежность к металлам или неметаллам.

3. Укажите, окислителями или восстановителями являются элементы, их возможные степени окисления.

4. Приведите формулы высших оксидов, гидроксидов, летучих водородных соединений элементов и укажите их характер.

Работа учащихся у доски по плану памятки:

1. Учащийся выписывает знаки элементов VI группы главной (А) подгруппы, называет их.

Записать в тетрадь:

VI группа, главная подгруппа: O – кислород, S – сера, Se – селен, Te – теллур, Po– полоний.

Дополнение учителя: эти элементы имеют групповое название “халькогены”, что означает “образующие руды”.

2. Учащийся изображает схемы строения атомов О, S, Se, Те, Po и объясняет их принадлежность к металлам или неметаллам.

Записать в тетрадь:

• О +8 2е, 6е
• S +16 2е, 8е,6е
• Sе +34 2е,8е,18е,6е
• Те +52 2е,8е,18е,18е,6е
• Ро +84 2е,8е,18е,32е,18е,6е

Так как на внешнем энергетическом уровне содержится 6 электронов, до завершения уровня не хватает 2-х электронов, следовательно элементы могут присоединять 2 электрона и проявляют неметаллические свойства (кислород и сера – неметаллы). Но элементы могут и отдавать электроны с внешнего энергетического уровня, то есть, 6 электронов. Способность отдавать электроны усиливается с увеличением заряда ядра атома и увеличением радиуса атома элементов, т.е. сверху вниз. Таким образом, селен и теллур уже будут проявлять некоторые металлические свойства, а полоний – это металл.

3. Учащийся у доски указывает окислители и восстановители и называет возможные степени окисления элементов:

Так как на внешнем энергетическом уровне содержится 6 электронов, до завершения уровня не хватает 2-х электронов, следовательно элементы могут присоединять 2 электрона и минимальная степень окисления элементов будет равна минус два, а сами элементы будут являться окислителями.

Записать в тетрадь: (слайд №3)

• Э⁰ +2 е^— = Э^-2 Э⁰ – окислитель

Среди этих элементов O — сильный окислитель.

Но так как радиусы атомов увеличиваются сверху вниз, то способность принимать электроны падает и нарастает способность к отдаче электронов, то есть окислительная способность уменьшается, а восстановительная способность усиливается. На внешнем энергетическом уровне элементы содержат 6 электронов, следовательно могут отдать все 6 электронов и максимальная степень окисления у них будет равна плюс 6.

Записать в тетрадь: (слайд №3)

• Э⁰ — 6е^— = Э⁺⁶ Э⁰ – восстановитель
• S, Se, Te – могут быть как восстановителями, так и окислителями.

Дополнение учителя: для кислорода не типична степень окисления, равная +6, он проявляет степень окисления -2, в соединении со фтором +2. Также эти элементы могут проявлять степени окисления +2, +4 и +6 в соединениях с кислородом и другими активными неметаллами, -2 в соединениях с металлами и водородом.

Записать в тетрадь: (слайд №4)

Степени окисления элементов: О^-2; O⁺²F₂;

• с кислородом и активными неметаллами S^+2,+4,+6 , Se^+4,+6 , Te^+4,+6;
• с металлами и водородом S^-2 , Se^-2 , Te^-2.

4. Учащийся у доски записывает формулы оксидов и гидроксидов в высшей степени окисления элементов, их летучие водородные соединения.

Высшие оксиды образуются элементами в максимальной степени окисления +6 и имеют общую формулу RО₃:

Записать в тетрадь:

Оксиды элементов (+6):

• SO₃ – кислотный оксид
• SeO₃ – кислотный оксид
• ТеО₃ – кислотный оксид
• РоО₃ – неустойчив.

(Помощь учителя в определении характера оксидов.)

Записать в тетрадь.

Гидроксиды элементов (+6):

• H₂SO₄ – серная кислота
• H₂SeO₄ – селеновая кислота
• Н₂ТеО₄ – теллуровая кислота

Сила кислот убывает сверху вниз.

Водородные соединения имеют общую формулу Н₂R и образуются элементами в минимальной степени окисления ( — 2).

Записать в тетрадь.

Водородные соединения элементов:

• Н₂О – оксид водорода (вода)
• Н₂S – сероводород
• H₂Se – селеноводород
• Н₂Те – теллуроводород
• Н₂Ро – не изучен

Дополнение учителя: кроме воды, – это ядовитые газы. Водные растворы этих соединений – это кислоты, сила которых возрастает от сероводорода к теллуроводороду, т.е. сверху вниз в подгруппе.

IV. Введение новых знаний.

Изучение элементов – простых веществ. Объяснение учителя.

1. Кислород – О2, газ без цвета, вкуса и запаха, тяжелее воздуха, малорастворим в воде, при t=-183⁰С сжижается (светло-голубого цвета), поддерживает дыхание и горение. Сильный окислитель. Открыт в 1774 году Джозефом Пристли (слайд №5).

2. Озон – О3, газ голубого цвета с характерным запахом свежести, в 1,5 раза тяжелее воздуха, в жидком состоянии темно-синий, ядовит, разрушает ткани дыхательных путей. Более сильный окислитель, чем О₂ (красители обесцвечиваются, спирт воспламеняется).

Благоприятно влияет на организм человека в небольшом количестве (аромат свежести во время грозы).

Записать в тетрадь (слайд №6):

Явление, когда один и тот же элемент образует несколько простых веществ, называют аллотропией.

О₂ и О₃ – аллотропные видоизменения.

3. Сера – S имеет два аллотропных видоизменения: (слайд №7)

S₈ ромбическая – или просто сера - хрупкое вещество желтого цвета, не растворима в воде и ею не смачивается, легкоплавка, неэлектроповодна и теплопроводна. В узлах ее кристаллической решетки находятся циклические восьмиатомные молекулы типа “корона”.

пластическая – темного цвета, растягивается и сжимается как резина. Получают из Sобычной нагреванием до t=444 и последующим охлаждением.

Демонстрации:

1. сера, ее растворимость в воде;

2. показ минералов, содержащие серу: PbS – свинцовый блеск, Cu₂S – медный блеск, ZnS – цинковая обманка, FeS₂ – пирит;

3. получение серы пластической: кристаллическую нагреть до t⁰ = 112,8⁰С, образуется расплав серы, далее продолжить нагревание до t⁰ = 444,6⁰C (кипение), затем быстро вылить кипящую серу в холодную воду и наблюдать образование серы пластической.

4. Селен – Seоткрыт в 1817 г. Берцеллиусом. В чистом виде Se — твердое вещество серого цвета с металлическим отсветом, ядовит. Способен заменять серу при построении белковых молекул растений, при употреблении в пищу которых переходит в организм животных и человека. По свойствам похож на серу. Используется при вулканизации каучука (для получения резины), для изготовления выпрямителей переменного тока, в стекольной промышленности для обесцвечивания стекол.

5. Теллур – Te неметалл, по внешнему виду напоминает металл, твердое кристаллическое вещество коричневого цвета с металлическим блеском, поводит электрический ток. Применяется в производстве свинцовых кабелей. Соединения теллура ядовиты, с ужасным непереносимым запахом. Постепенно нервные окончания носа работающих с соединениями теллура, парализуются и перестают чувствовать этот запах, что приводит к отравлению.

6. Полоний – Ро открыт в 1898 году Марией Кюри. Металл, по внешнему виду похожий на никель, в 300 раз радиоактивнее урана. Свойства его почти не изучены.

Изучение нахождения в природе наиболее распространенных элементов и их применения.

Сообщения учащихся (подготовка сообщений производится учащимися самостоятельно дома):

1. Кислород в природе, его применение (слайд №8)
2. Озон в природе, его применение.
3. Сера в природе, ее применение (слайд №9)

V. Обобщение и систематизация знаний.

Беседа с учащимися по вопросам:

1. Назовите элементы подгруппы кислорода.
2. Назовите возможные степени окисления кислорода и серы.
3. Назовите окислители и восстановители.
4. Какое явление называется аллотропией?
5. Какие элементы имеют аллотропные видоизменения? Назовите эти видоизменения.
6. Назовите основные физические свойства кислорода и серы.
7. Где в природе встречаются кислород и сера?

VI. Подведение итогов урока.

VII. Определение и разъяснение домашнего задания (слайд №10).

urok.1sept.ru