Какими свойствами может обладать сера и ее соединения

Какими свойствами может обладать сера и ее соединения thumbnail

Сера,
её физические и химические свойства. Биологическое значение серы, её применение
(демер­куризация).

СЕРА    S

Cера в природе

Самородная сера

Сульфиды

PbS – свинцовый блеск

Cu2S – медный блеск

ZnS – цинковая обманка

FeS2 – пирит, серный колчедан, кошачье золото

H2S – сероводород (в минеральных источниках и природном газе)

Белки

Сульфаты

CaSO4 * 2H2O – гипс

MgSO4 * 7H2O – горькая соль (английская)

Na2SO4 *10H2O – глауберова соль (мирабилит) 

Физические свойства

Твердое кристаллическое вещество желтого цвета, нерастворима в воде, водой не смачивается (плавает на поверхности), t°кип = 445°С. 

Одно из особенных физических свойств серы – флотация, способность мелкого порошка серы всплывать, тогда, как ее крупные кристаллы тонут в воде. Дело в том, что сера не смачивается водой, и ее частички держатся на поверхности воды за счет прилипших к ним мелких пузырьков воздуха. Это свойство используют при отделении самородной серы от примесей. Руду размалывают, заливают водой, а снизу продувают воздухом, сера всплывает, а примеси остаются на дне.

 Аллотропия

Для серы характерны несколько аллотропных модификаций, но наиболее известные видоизменения: ромбическая (кристаллическая)моноклинная (игольчатая) и пластическая

Ромбическая (a – сера) – S8

t°пл. = 113°C; ρ = 2,07 г/см3. Наиболее устойчивая модификация.

Моноклинная  (b – сера) – S8

темно-желтые иглы,            t°пл. = 119°C; ρ = 1,96 г/см3. Устойчивая при температуре более 96°С; при обычных условиях превращается в ромбическую.

Пластическая Sn

коричневая резиноподобная (аморфная) масса. Неустойчива, при затвердевании превращается в ромбическую.

 

ПОЛУЧЕНИЕ ПЛАСТИЧЕСКОЙ СЕРЫ

Взаимопревращение аллотропных модификаций серы 

Строение атома серы

 Размещение электронов по уровням и подуровням


Основное состояние

1s22s22p63s23p4

Размещение электронов по
орбиталям (последний слой)

Степень
окисления

Валентность

 -2

В основном состоянии

II

+4

Первое возбуждённое состояние

IV

+6

Второе возбуждённое состояние

VI

Получение серы

1.      Промышленный метод – выплавление из руды с помощью водяного пара.

2.      Неполное окисление сероводорода (при недостатке кислорода).

2H2S + O2 = 2S + 2H2O

3.      Реакция Вакенродера

2H2S + SO2 = 3S + 2H2O

Химические свойства серы

Сера – окислитель           S0 + 2ē→  S-2

Сера – восстановитель:    S – 4ē → S+4; 

                                            S – 6ē →S+6

1. Взаимодействие серы со всеми щелочными и щелочноземельными металлами, медью, ртутью, серебром без нагревания:

2Na + S → Na2S  ОПЫТ

S + Hg = HgS

Ртуть обладает высокой летучестью. Её пары ядовиты. Эта реакция лежит в основе удаления и обезвреживания ртути, например из разбитого медицинского термометра. Места, из которых нельзя извлечь капельки ртути, засыпают порошком серы. Сера и ртуть вступают в реакцию при соприкосновении. В результате образуется химически инертное и безвредное вещество. 

Этот процесс называется демеркуризацией

  2. Взаимодействие серы c остальными металлами (кроме Au,Pt) при повышенной t°: 

2Al + 3S t→  Al2S3

Zn + S  t°→  ZnS         ОПЫТ

Cu + S  t→  CuS   ОПЫТ

3.Взаимодействие серы с некоторыми неметаллами с образованием бинарных соединений:

H2 + S → H2S 

2P + 3S→ P2S3

C + 2S → CS2

1. Взаимодействие серы c кислородом:

S + O2  t°→  S+4O2

2S + 3O2  t°;pt→ 2S+6O3

2. Взаимодействие серы c галогенами (кроме йода):

S + Cl2 → S+2Cl2

**Взаимодействие серы с кислотами – окислителями:

S + 2H2SO4(конц) → 3S+4O2 + 2H2O

S + 6HNO3(конц) → H2S+6O4 + 6NO2 + 2H2O

 **Реакции диспропорционирования:

4. 3S0 + 6KOH→ K2S+4O3 + 2K2S-2 + 3H2O

Тренажёр №1 – Характеристика серы по её положению в периодической системе Д. И. Менделеева

Тренажёр №2 – Химические свойства серы

Тренажёр №3 – Взаимодействие серы с металлами

Применение

Вулканизация каучука, получение эбонита, производство спичек, пороха, в борьбе с вредителями сельского хозяйства, для медицинских целей (серные мази для лечения кожных заболеваний), для получения серной кислоты и т.д.

Применение серы и её соединений

 Домашнее задание    параграф 21; упражнения 1, 3, 4 стр. 99-100.

Дополнительные зхадания

Закончите уравнения реакций, расставьте коэффициенты методом электронного баланса, укажите окислитель, восстановитель.

  1. S + O2
  2. S + Na
  3. S + H2

№2. Осуществите превращения по схеме:

Это интересно…

  • Содержание серы в организме человека массой 70 кг – 140 г.
  • В сутки человеку необходимо 1 г серы.
  • Серой богаты горох, фасоль, овсяные хлопья, пшеница, мясо, рыба, плоды и сок манго.
  • Сера входит в состав гормонов, витаминов, белков, она есть в хрящевой ткани, в волосах, ногтях. При недостатке серы в организме наблюдается хрупкость ногтей и костей, выпадение волос.

    Следите за своим здоровьем!

Знаете ли вы..

  • Соединения серы могут служить лекарственными препаратами;
  • Сера – основа мази для лечения грибковых заболеваний кожи, для борьбы с чесоткой. Тиосульфат натрия Na2S2O3 используется для борьбы с нею.
  • Многие соли серной кислоты содержат кристаллизационную воду: ZnSO4×7H2O и CuSO4×5H2O. Их применяют как антисептические средства для опрыскивания растений и протравливания зерна в борьбе с вредителями сельского хозяйства.
  • Железный купорос FeSO4×7H2O используют при анемии.
  • BaSO4 применяют при рентгенографическом исследовании желудка и кишечника.
  • Алюмокалиевые квасцы KAI(SO4)2×12H2O – кровоостанавливающее средство при порезах.
  • Минерал Na2SO4×10H2O носит название «глауберова соль» в честь открывшего его в VIII веке немецкого химика Глаубера И.Р.Глаубер во время своего путешествия внезапно заболел. Он ничего не мог есть, желудок отказывался принимать пищу. Один из местных жителей направил его к источнику. Как только он выпил горькую соленую воду, сразу стал есть. Глаубер исследовал эту воду, из нее выкристаллизовалась соль Na2SO4×10H2O. Сейчас ее применяют как слабительное в медицине, при окраске хлопчато- бумажных тканей. Соль также находит применение в производстве стекла.
  • Тысячелистник обладает повышенной способностью извлекать из почвы серу и стимулировать поглощение этого элемента с соседними растениями.
  • Чеснок выделяет вещество – альбуцид, едкое соединение серы. Это вещество предотвращает раковые заболевания, замедляет старение, предупреждает сердечные заболевания.

Источник

Сера – элемент VIa группы 3 периода периодической таблицы Д.И. Менделеева. Относится к
группе халькогенов – элементов VIa группы.

Сера – S – простое вещество имеет светло-желтый цвет. Использовалась еще до нашей эры в составе священных курений при
религиозных обрядах.

Сера

Основное и возбужденное состояние атома серы

Электроны s- и p-подуровня способны распариваться и переходить на d-подуровень. Как и всегда, количество валентных
электронов отражает количество возможных связей у атома.

В разных электронных конфигурациях сера способна принимать валентности: II, IV и VI.

Основное и возбужденное состояние атома серы

Природные соединения
  • FeS2 – пирит, колчедан
  • ZnS – цинковая обманка
  • PbS – свинцовый блеск (галенит), Sb2S3 – сурьмяный блеск, Bi2S3 – висмутовый блеск
  • HgS – киноварь
  • CuFeS2 – халькопирит
  • Cu2S – халькозин
  • CuS – ковеллин
  • BaSO4 – барит, тяжелый шпат
  • CaSO4 – гипс

В местах вулканической активности встречаются залежи самородной серы.

Природные соединения серы

Получение

В промышленности серу получают из природного газа, который содержит газообразные соединения серы: H2S,
SO2.

H2S + O2 = S + H2O (недостаток кислорода)

SO2 + C = (t) S + CO2

Серу можно получить разложением пирита

FeS2 = (t) FeS + S

В лабораторных условиях серу можно получить слив растворы двух кислот: серной и сероводородной.

H2S + H2SO4 = S + H2O

Химические свойства

  • Реакции с неметаллами
  • На воздухе сера окисляется, образуя сернистый газ – SO2. Реагирует со многими неметаллами, без нагревания –
    только со фтором.

    S + O2 = (t) SO2

    S + F2 = SF6

    S + Cl2 = (t) SCl2

    S + C = (t) CS2

    Горение серы в кислороде

  • Реакции с металлами
  • При нагревании сера бурно взаимодействует со многими металлами с образованием сульфидов.

    K + S = (t) K2S

    Al + S = (t) Al2S3

    Fe + S = (t) FeS

  • Реакции с кислотами
  • При взаимодействии с концентрированными кислотами (при длительном нагревании) сера окисляется до сернистого газа или серной кислоты.

    S + H2SO4 = (t) SO2 + H2O

    S + HNO3 = (t) H2SO4 + NO2 + H2O

  • Реакции с щелочами
  • Сера вступает в реакции диспропорционирования с щелочами.

    S + KOH = (t) K2S + K2SO3 + H2O

  • Реакции с солями
  • Сера вступает в реакции с солями. Например, в кипящем водном растворе сера может реагировать с сульфитами с образованием тиосульфатов.

    Na2SO3 + S → (t) Na2S2O3

    Реакция серы и щелочи

Сероводород – H2S

Бесцветный газ с характерным запахом тухлых яиц. Огнеопасен. Используется в химической промышленности и в лечебных целях (сероводородные
ванны).

Сероводород

Получение

Сероводород получают в результате реакции сульфида алюминия с водой, а также взаимодействия разбавленных кислот с сульфидами.

Al2S3 + H2O = (t) Al(OH)3↓ + H2S↑

FeS + HCl = FeCl2 + H2S↑

Сульфид железа и соляная кислота

Химические свойства

  • Кислотные свойства
  • Сероводород плохо диссоциирует в воде, является слабой кислотой. Реагирует с основными оксидами, основаниями с образованием средних и кислых солей (зависит
    от соотношения основания и кислоты).

    MgO + H2S = (t) MgS + H2O

    KOH + H2S = KHS + H2O (гидросульфид калия, избыток кислоты)

    2KOH + H2S = K2S + 2H2O

    Металлы, стоящие в ряду напряжений до водорода, способны вытеснить водород из кислоты.

    Ca + H2S = (t) CaS + H2

  • Восстановительные свойства
  • Сероводород – сильный восстановитель (сера в минимальной степени окисления S2-). Горит в кислороде синим пламенем, реагирует с кислотами.

    H2S + O2 = H2O + S (недостаток кислорода)

    H2S + O2 = H2O + SO2 (избыток кислорода)

    H2S + HClO3 = H2SO4 + HCl

    Горение сероводорода

  • Качественная реакция
  • Качественной реакцией на сероводород является реакция с солями свинца, при котором образуется сульфид свинца.

    H2S + Pb(NO3)2 = PbS↓ + HNO3

Оксид серы – SO2

Сернистый газ – SO2 – при нормальных условиях бесцветный газ с характерным резким запахом (запах загорающейся
спички).

Сернистый газ

Получение

В промышленных условиях сернистый газ получают обжигом пирита.

FeS2 + O2 = (t) FeO + SO2

В лаборатории SO2 получают реакцией сильных кислот на сульфиты. В ходе подобных реакций образуется сернистая кислота,
распадающаяся на сернистый газ и воду.

K2SO3 + H2SO4 = (t) K2SO4 + H2O + SO2↑

Сернистый газ получается также в ходе реакций малоактивных металлов с серной кислотой.

Cu + H2SO4(конц.) = (t) CuSO4 + SO2 + H2O

  • Кислотные свойства
  • С основными оксидами, основаниями образует соли сернистой кислоты – сульфиты.

    K2O + SO2 = K2SO3

    NaOH + SO2 = NaHSO3

    2NaOH + SO2 = Na2SO3 + H2O

    Сульфит натрия

  • Восстановительные свойства
  • Химически сернистый газ очень активен. Его восстановительные свойства продемонстрированы в реакциях ниже.

    Fe2(SO4)3 + SO2 + H2O = FeSO4 + H2SO4

    SO2 + O2 = (t, кат. – Pt) SO3

  • Как окислитель
  • В присутствии сильных восстановителей SO2 способен проявлять окислительные свойства (понижать степень окисления).

    CO + SO2 = CO2 + S

    H2S + SO2 = S + H2O

Сернистая кислота

Слабая, нестойкая двухосновная кислота. Существует лишь в разбавленных растворах.

Получение

SO2 + H2O ⇄ H2SO3

Химические свойства

  • Диссоциация
  • Диссоциирует в водном растворе ступенчато.

    H2SO3 = H+ + HSO3-

    HSO3- = H+ + SO32-

  • Кислотные свойства
  • В реакциях с основными оксидами, основаниями образует соли – сульфиты и гидросульфиты.

    CaO + H2SO3 = CaSO3 + H2O

    H2SO3 + 2KOH = 2H2O + K2SO3 (соотношение кислота – основание, 1:2)

    H2SO3 + KOH = H2O + KHSO3 (соотношение кислота – основание, 1:1)

  • Окислительные свойства
  • С сильными восстановителями сернистая кислота принимает роль окислителя.

    H2SO3 + H2S = S↓ + H 2O

  • Восстановительные свойства
  • Как и сернистый газ, сернистая кислота и ее соли обладают выраженными восстановительными свойствами.

    H2SO3 + Br2 = H2SO4 + HBr

    Получение бромоводорода

Оксид серы VI – SO3

Является высшим оксидом серы. Бесцветная летучая жидкость с удушающим запахом. Ядовит.

Получение

В промышленности данный оксид получают, окисляя SO2 кислородом при нагревании и присутствии катализатора
(оксид ванадия – Pr, V2O5).

SO2 + O2 = (кат) SO3

В лабораторных условиях разложением солей серной кислоты – сульфатов.

Fe2(SO4)3 = (t) SO3 + Fe2O3

Химические свойства

  • Кислотные свойства
  • Является кислотным оксидом, соответствует серной кислоте. При реакции с основными оксидами и основаниями образует ее соли – сульфаты и
    гидросульфаты. Реагирует с водой с образованием серной кислоты.

    SO3 + 2KOH = K2SO4 + 2H2O (основание в избытке – средняя соль)

    SO3 + KOH = KHSO4 + H2O (кислотный оксид в избытке – кислая соль)

    SO3 + Ca(OH)2 = CaSO4 + H2O

    Сульфат кальция

    SO3 + Li2O = Li2SO4

    SO3 + H2O = H2SO4

  • Окислительные свойства
  • SO3 – сильный окислитель. Чаще всего восстанавливается до SO2.

    SO3 + P = SO2 + P2O5

    SO3 + H2S = SO2 + H2O

    SO3 + KI = SO2 + I2 + K2SO4

    Выделение йода

    © Беллевич Юрий Сергеевич 2018-2020

    Данная статья написана Беллевичем Юрием Сергеевичем и является его интеллектуальной собственностью. Копирование, распространение
    (в том числе путем копирования на другие сайты и ресурсы в Интернете) или любое иное использование информации и объектов
    без предварительного согласия правообладателя преследуется по закону. Для получения материалов статьи и разрешения их использования,
    обратитесь, пожалуйста, к Беллевичу Юрию.

Источник

СЕРА
S
 
Физические свойства
 
Твердое кристаллическое вещество желтого цвета, нерастворима в воде, водой не смачивается (плавает на поверхности), t°кип = 445°С
 
 Аллотропия
 

      1)     ромбическая (a – сера) – S8

      t°пл. = 113°C; r = 2,07 г/см3
      Наиболее устойчивая модификация.
      

 

      2)     моноклинная (b – сера) – темно-желтые иглы

      t°пл. = 119°C; r = 1,96 г/см3
      Устойчивая при температуре более 96°С; при обычных условиях превращается в ромбическую.

      3)     пластическая – коричневая резиноподобная (аморфная) масса

 

      
      Неустойчива, при затвердевании превращается в ромбическую.

 
Строение атома
 
Размещение электронов по уровням и подуровням
 

   
1s22p22p63s23p4
Размещение электронов по
орбиталям (последний слой)
   
Степень
окисления
   
Валентность
   
+2, -2           II
   
+4                 IV
   
+6                  VI

 
Получение
 

      1.      Промышленный метод – выплавление из руды с помощью водяного пара.
      2.      Неполное окисление сероводорода (при недостатке кислорода).

 
2H2S + O2 ® 2S + 2H2O
 

      3.      Реакция Вакенродера

2H2S + SO2 ® 3S + 2H2O
 
Химические свойства
 
Окислительные свойства серы
(S0 + 2e ® S-2)
 

      1)      Сера реагирует со щелочными металлами без нагревания:

 
2Na + S ® Na2S
 
      c остальными металлами (кроме Au, Pt) – при повышенной t°:
 
2Al + 3S  –t°®  Al2S3
Zn + S  –t°®  ZnS
 

      2)     С некоторыми неметаллами сера образует бинарные соединения:

 
H2 + S ® H2S
2P + 3S ® P2S3
C + 2S ® CS2
 
Восстановительные свойства сера проявляет в реакциях с сильными окислителями:
(S – 2e ® S+2; S – 4e ® S+4; S – 6e ® S+6)
 

      3)     c кислородом:

S + O2  –t°®  S+4O2
2S + 3O2  –t°;pt®  2S+6O3
 

      4)     c галогенами (кроме йода):

S + Cl2 ® S+2Cl2
 

      5)     c кислотами – окислителями:

S + 2H2SO4(конц) ® 3S+4O2 + 2H2O
S + 6HNO3(конц) ® H2S+6O4 + 6NO2 + 2H2O
 
Реакции диспропорционирования:
 

      6)                                                                          

3S0 + 6KOH ® K2S+4O3 + 2K2S-2 + 3H2O
 

      7)     сера растворяется в концентрированном растворе сульфита натрия:

 
S0 + Na2S+4O3 ® Na2S2O3 тиосульфат натрия
 
 
Применение
 
Вулканизация каучука, получение эбонита, производство спичек, пороха, в борьбе с вредителями сельского хозяйства, для медицинских целей (серные мази для лечения кожных заболеваний), для получения серной кислоты и т.д.
 
СЕРОВОДОРОД
 
 
Физические свойства
 
Газ, бесцветный, с запахом тухлых яиц, ядовит, растворим в воде (в 1V H2O растворяется 3V H2S при н.у.); t°пл. = -86°C; t°кип. = -60°С.
 
Получение
 

      1)     

H2 + S  ¬t°® H2S
 

      2)     

FeS + 2HCl ® FeCl2 + H2S­
 
Химические свойства
 

      1)     Раствор H2S в воде – слабая двухосновная кислота:

 
H2S « H+ + HS- « 2H+ + S2-
K1 = ([H+] • [HS-]) / [H2S] = 1 • 10-7
K2 = ([H+] • [S2-]) / [HS-] = 1,3 • 10-14
 

      Сероводородная кислота образует два ряда солей – средние (сульфиды) и кислые (гидросульфиды).

      2)     Взаимодействует с основаниями:

 
H2S + 2NaOH ® Na2S + 2H2O
 

      3)     H2S проявляет очень сильные восстановительные свойства:

 
H2S-2 + Br2 ® S0 + 2HBr
H2S-2 + 2FeCl3 ® 2FeCl2 + S0 + 2HCl
H2S-2 + 4Cl2 + 4H2O ® H2S+6O4 + 8HCl
3H2S-2 + 8HNO3(конц) ® 3H2S+6O4 + 8NO + 4H2O
H2S-2 + H2S+6O4(конц) ® S0 + S+4O2 + 2H2O
 
(при нагревании реакция идет по – иному:
H2S-2 + 3H2S+6O4(конц)  –t°®  4S+4O2 + 4H2O)
 

      4)     Сероводород окисляется:

      при недостатке O2

2H2S-2 + O2 ® 2S0 + 2H2O

      при избытке O2

2H2S-2 + 3O2 ® 2S+4O2 + 2H2O
 

      5)     Серебро при контакте с сероводородом чернеет:

 
4Ag + 2H2S + O2 ® 2Ag2S + 2H2O
 

      6)     Качественная реакция на сероводород и растворимые сульфиды – образование темно-коричневого (почти черного) осадка PbS:

 
H2S + Pb(NO3)2 ® PbS¯ + 2HNO3
Na2S + Pb(NO3)2 ® PbS¯ + 2NaNO3
Pb2+ + S2- ® PbS¯
 

      Одной из основных причин потемнения художественных картин старых мастеров было использование свинцовых белил, которые за несколько веков, взаимодействуя со следами сероводорода в воздухе (образуются в небольших количествах при гниении белков; в атмосфере промышленных регионов и др.) превращаются в PbS.

      7)     Реставрация:

PbS + 4H2O2 ® PbSO4(белый) + 4H2O
 
Сульфиды
 
Получение
 

      1)     Многие сульфиды получают нагреванием металла с серой:

 
Hg + S ® HgS
 

      2)     Растворимые сульфиды получают действием сероводорода  на щелочи:

 
H2S + 2KOH ® K2S + 2H2O
 

      3)     Нерастворимые сульфиды получают обменными реакциями:

 
CdCl2 + Na2S ® 2NaCl + CdS¯
Pb(NO3)2 + Na2S ® 2NaNO3 + PbS¯
ZnSO4 + Na2S ® Na2SO4 + ZnS¯
MnSO4 + Na2S ® Na2SO4 + MnS¯
2SbCl3 + 3Na2S ® 6NaCl + Sb2S3¯
SnCl2 + Na2S ® 2NaCl + SnS¯
 
Химические свойства
 

      1)     Растворимые сульфиды сильно гидролизованы, вследствие чего их водные растворы имеют щелочную реакцию:

 
K2S + H2O « KHS + KOH
S2- + H2O « HS- + OH-
 

      2)     Сульфиды металлов, стоящих в ряду напряжений левее железа (включительно), растворимы в сильных кислотах:

 
ZnS + H2SO4 ® ZnSO4 + H2S­
HgS + H2SO4 –®
 

      Нерастворимые сульфиды можно перевести в растворимое состояние действием концентрированной HNO3:

 
FeS2 + 8HNO3 ® Fe(NO3)3 + 2H2SO4 + 5NO + 2H2O
 

      3)     Водорастворимые сульфиды растворяют серу с образованием полисульфидов:

 
Na2S + nS ® Na2Sn+1 (1 £ n £ 5)
 
Полисульфиды при окислении превращаются в тиосульфаты, например:
 
2Na2S2 + 3O2 ® 2Na2S2O3
 
На различной растворимости сульфидов и различной окраске многих из них основан качественный анализ катионов.
ОКСИДЫ СЕРЫ
 
Оксид серы IV
 
SO2  (сернистый ангидрид; сернистый газ)
 
 
Физические свойства
 
Бесцветный газ с резким запахом; хорошо растворим в воде (в 1V H2O растворяется 40V SO2 при н.у.); t°пл. = -75,5°C; t°кип. = -10°С.
Обесцвечивает многие красители, убивает микроорганизмы.
 
Получение
 

      1)     При сжигании серы в кислороде:

S + O2 ® SO2
 

      2)     Окислением сульфидов:

 
4FeS2 + 11O2 ® 2Fe2O3 + 8SO2­
 

      3)     Обработкой солей сернистой кислоты минеральными кислотами:

 
Na2SO3 + 2HCl ® 2NaCl + SO2­ + H2O
 

      4)     При окислении металлов концентрированной серной кислотой:

 
Cu + 2H2SO4(конц) ® CuSO4 + SO2­ + 2H2O
 
Химические свойства
 

      1)     Сернистый ангидрид – кислотный оксид. При растворении в воде образуется слабая и неустойчивая сернистая кислота H2SO3 (существует только в водном растворе)

 
SO2 + H2O  «  H2SO3 ¬K1® H+ + HSO3-  ¬K2® 2H+ + SO32-
K1 = ([H+] • [HSO3-]) / [H2SO3] = 1,6 • 10-2
K2 = ([H+] • [SO32-]) / [HSO3-] = 1,3 • 10-7
 

      H2SO3 образует два ряда солей – средние (сульфиты) и кислые (бисульфиты, гидросульфиты).

 
Ba(OH)2 + SO2 ® BaSO3¯(сульфит бария) + H2O
Ba(OH)2 + 2SO2 ® Ba(HSO3)2(гидросульфит бария)
 

      2)     Реакции окисления  (S+4 – 2e ® S+6)

 
SO2 + Br2 + 2H2O ® H2SO4 + 2HBr
5SO2 + 2KMnO4 + 2H2O ® K2SO4 + 2MnSO4 + 2H2SO4
 

      Водные растворы сульфитов щелочных металлов окисляются на воздухе:

 
2Na2SO3 + O2 ® 2Na2SO4; 2SO32- + O2 ® 2SO42-
 

      3)     Реакции восстановления (S+4 + 4e ® S0)

 
SO2 + С  –t°®  S + СO2
SO2 + 2H2S ® 3S + 2H2O
 
Оксид серы VI
 
SO3  (серный ангидрид)
 
 
Физические свойства
 
Бесцветная летучая жидкость, t°пл. = 17°C; t°кип. = 66°С; на воздухе “дымит”, сильно поглощает влагу (хранят в запаянных сосудах).
 
SO3 + H2O ® H2SO4
 
Твердый SO3 существует в трех модификациях. SO3 хорошо растворяется в 100%-ной серной кислоте, этот раствор называется олеумом.
 
Получение
 

      1)     

2SO2 + O2  ¬кат;450°C®  2SO3
 

      2)     

Fe2(SO4)3  –t°®  Fe2O3 + 3SO3­
 
Химические свойства
 

      1)     Серный ангидрид – кислотный оксид. При растворении в воде дает сильную двухосновную серную кислоту:

 
SO3 + H2O ® H2SO4 « H+ + HSO4- « 2H+ + SO42-
 

      H2SO4 образует два ряда солей – средние (сульфаты) и кислые (гидросульфаты):

 
2NaOH + SO3 ® Na2SO4 + H2O
NaOH + SO3 ® NaHSO4
 

      2)     SO3 – сильный окислитель.

СЕРНАЯ КИСЛОТА
 
H2SO4
 
 
Физические свойства
 
Тяжелая маслянистая жидкость (“купоросное масло”); r = 1,84 г/см3; нелетучая, хорошо растворима в воде – с сильным нагревом; t°пл. = 10,3°C, t°кип. = 296°С, очень гигроскопична, обладает водоотнимающими свойствами (обугливание бумаги, дерева, сахара).
 

 
Помните!
Кислоту вливать малыми порциями в воду, а не наоборот!
 
 

 
 
Производство серной кислоты
 
1-я стадия. Печь для обжига колчедана.
 
4FeS2 + 11O2 ® 2Fe2O3 + 8SO2 + Q
Процесс гетерогенный:

      1)     измельчение железного колчедана (пирита)
      2)     метод “кипящего слоя”
      3)     800°С; отвод лишнего тепла
      4)     увеличение концентрации кислорода в воздухе

 
2-я стадия. После очистки, осушки и теплообмена сернистый газ поступает в контактный аппарат, где окисляется в серный ангидрид (450°С – 500°С; катализатор V2O5):
 
2SO2 + O2 « 2SO3
 
3-я стадия. Поглотительная башня:
 
nSO3 + H2SO4(конц) ® (H2SO4 • nSO3)(олеум)
 
Воду использовать нельзя из-за образования тумана. Применяют керамические насадки и принцип противотока.
 
Химические свойства
 
H2SO4 – сильная двухосновная кислота
 
H2SO4 « H+ + HSO4- « 2H+ + SO42-
 
Первая ступень (для средних концентраций) приводит к 100%-ой диссоциации:
 
K2 = ([H+] • [SO42-]) / [HSO4-] = 1,2 • 10-2
 

      1)     Взаимодействие с металлами:

            a)     разбавленная серная кислота растворяет только металлы, стоящие в ряду напряжений левее водорода:

Zn0 + H2+1SO4(разб) ® Zn+2SO4 + H2O­
 

            b)     концентрированная H2+6SO4 – сильный окислитель; при взаимодействии с металлами (кроме Au, Pt) может восстанавливаться до S+4O2, S0 или H2S-2 (без нагревания не реагируют также Fe, Al, Cr – пассивируются):

 
2Ag0 + 2H2+6SO4 ® Ag2+1SO4 + S+4O2­ + 2H2O
8Na0 + 5H2+6SO4 ® 4Na2+1SO4 + H2S-2­ + 4H2O
 

      2)     концентрированная H2S+6O4 реагирует при нагревании с некоторыми неметаллами за счет своих сильных окислительных свойств, превращаясь в соединения серы более низкой степени окисления, (например, S+4O2):

 
С0 + 2H2S+6O4(конц) ® C+4O2­ + 2S+4O2­ + 2H2O
S0 + 2H2S+6O4(конц) ® 3S+4O2­ + 2H2O
2P0 + 5H2S+6O4(конц) ® 5S+4O2­ + 2H3P+5O4 + 2H2O
 

      3)     с основными оксидами:

CuO + H2SO4 ® CuSO4 + H2O
CuO + 2H+ ® Cu2+ + H2O
 

      4)     с гидроксидами:

H2SO4 + 2NaOH ® Na2SO4 + 2H2O
H+ + OH- ® H2O
H2SO4 + Cu(OH)2 ® CuSO4 + 2H2O
2H+ + Cu(OH)2 ® Cu2+ + 2H2O
 

      5)     обменные реакции с солями:

BaCl2 + H2SO4 ® BaSO4¯ + 2HCl
Ba2+ + SO42- ® BaSO4¯
 

      Образование белого осадка BaSO4 (нерастворимого в кислотах) используется для идентификации серной кислоты и растворимых сульфатов.

MgCO3 + H2SO4 ® MgSO4 +
   
H2O + CO2­
 
   
H2CO3

 
MgCO3 + 2H+ ® Mg2+ + H2O + CO2­

Источник

Читайте также:  Какими полезными свойствами обладает лопух