В какой реакции сера проявляет окислительные свойства

В какой реакции сера проявляет окислительные свойства thumbnail

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 = 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

    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

Элемент сера 16S, как и кислород 8О, находится в главной подгруппе VI группы периодической системы элементов. Однако химия серы существенно отличается от химии кислорода. Это обусловлено следующими причинами:

1. В отличие от кислорода сера проявляет и окислительные, и восстановительные свойства. 

2. В отличие от кислорода, имеющего постоянную валентность II и степень окисления в соединениях -2, сера – элемент с переменной валентностью и с переменной степенью окисления.

Характеристика элемента

16S1s22s22p63s23p4

Аr = 32,066

ЭО – 2,5

Изотопы: 32S (95,084 %); 34S (4,16 %); 33S и 36S (

Читайте также:  Какими свойствами обладают полезные ископаемые

Кларк в земной коре 0,05 % по массе. Формы нахождения:

1) самородная сера (свободная S);

2) S2- (H2S и сульфиды металлов);

3) S+6 (сульфаты Ва и Са);

4) в составе белков, витаминов.

Сера – типичный неметалл, р-элемент. Устойчивые С.О. в соединениях -2, +4, +6.

Отличительное свойство – способность образовывать прочные гомоатомные связи-S-S-S- что приводит к существованию линейных и циклических цепей.

Важнейшие S-содержащие вещества

S-2

S0

S+4

S+6

восстановители

окислительно – восстановительная двойственность

окислители

H2S сероводород CS2 – сероуглерод

S, свободная сера, большое число аллотропов

SO2 сернистый ангидрид
H2SO3 сернистая кислота
Mex(SO3)y
сульфиты

SO3
серный ангидрид H2SO4 серная кислота
Mex(SO4)y сульфаты

Свободная сера

Аллотропные модификации серы: ромбическая – S8. Твердое кристаллическое вещество ли монно-желтого цвета; нерастворимо в воде, хорошо растворимо в сероуглероде, ацетоне, бензоле.

Моноклинная – S8. Существует при температуре около 950С. Отличается от ромбической взаимной ориентацией октаэдров в кристаллической решетке.

Пластическая. Длинные зигзагообразные цепи.

Получение серы

1. Извлечение самородной серы из ее месторождений

2. Переработка природных газов, содержащих H2S (окисление при недостатке О2).

3. В лаборатории серу получают взаимодействием SО2 и H2S в водном растворе:

SО2 + 2H2S = 3S↓ + 2H2О

Химические свойства серы

При обычной температуре твердофазная сера малореакционноспособна. Однако при нагревании, и особенно в расплавленном состоянии, сера ведет себя как очень химически активное вещество

Сера – окислитель:

S + 2e- = S2-

Для завершения октета на внешнем слое атомы серы принимают недостающие 2 электрона и в состоянии S2- образуют ионные и ковалентные связи с водородом, металлами и некоторыми неметаллами.

1) Сера непосредственно соединяется с большинством Me (кроме Pt, Au), образуя сульфиды. С некоторыми Me реакция протекает при обычной температуре, например:

S + Сu = CuS

S + 2Ag = Ag2S

S + Hg = HgS

С железом и многими другими Me сера реагирует при нагревании:

S + Fe = FeS

S + Н2 = H2S сероводород

2S + С = CS2 сероуглерод

3S + 2Р = P2S3 сульфид фосфора (III)

Сера – восстановитель:

S – 4e- = S+4; S – 6e- = S+6

В соединениях с более ЭО элементами атомы серы находятся в положительно заряженном состоянии.

Непосредственно сера не взаимодействует с азотом и йодом.

Практически важными являются реакции соединения серы с кислородом. При обычных условиях сера горит на воздухе, окисляясь кислородом до диоксида серы:

S + O2 = SO2

Высший оксид SO3 образуется при окислении серы или SO2 кислородом в присутствии катализаторов:

2S + 3O2 = 2SO3 триоксид серы (оксид серы (VI)).

Сера непосредственно соединяется с фтором (при обычной температуре) и с хлором (расплавленная сера):

S + 3F2 = SF6 гексафторид серы

2S + Cl2 = S2CI2 дитиодихлорид серы

S2Cl2 + Cl2 = 2SCI2 дихлорид серы

Сильные окислители (HNO3, H2SO4 конц., К2Сr2O7 и др.) окисляют свободную серу до SO2 или H2SO4:

S + 2HNO3(разб.) = H2SO4 + 2NO↑

S + 6HNO3(конц.) = H2SO4 + 6NO2↑ + 2Н2O

S + 2H2SO4(конц.) = 3SO2↑ + 2Н2O

S + К2Сr2O7 = Сr2O3 + K2SO4

Диспропорционирование серы в растворах щелочей

3S+ 6NaOH = 2Na2S + Na2SO3 + 3Н2O

Источник

Сера принадлежит к числу веществ, известных человечеству испокон веков. Ещё древние греки и римляне нашли ей разнообразное применение. Куски самородной серы использовались для совершения обряда изгнания злых духов. Так, по легенде, Одиссей, возвратившись в родной дом после долгих странствий, первым делом велел окурить его серой. Много упоминаний об этом веществе встречается в Библии.

В Средние века сера занимала важное место в арсенале алхимиков. Как они считали, все металлы состоят из ртути и серы: чем меньше серы, тем благороднее металл. Практический интерес к этому веществу в Европе возрос в XIII – XIV вв., после появления пороха и огнестрельного оружия. Главным поставщиком серы была Италия.

Кристаллы природной серыКристаллы природной серы

В наши дни сера используется как сырьё для производства серной кислоты, пороха, при вулканизации каучука, в органическом синтезе, а также для борьбы с вредителями сельского хозяйства. Порошок серы применяют в медицине в качестве наружного дезинфицирующего средства.

Сера образует несколько аллотропных модификаций. Устойчивая при комнатной температуре ромбическая сера представляет собой жёлтый порошок, нерастворимый в воде. При кристаллизации из хлороформа CHCl3 или из сероуглерода CS2 она выделяется в виде прозрачных кристаллов октаэдрической формы. ромбическая сера состоит из циклических молекул S8, имеющих форму короны. При 113 оС она плавится, превращаясь в жёлтую легкоподвижную жидкость. При дальнейшем нагревании расплав загустевает, так как в нем образуются цепочки. А если нагреть серу до 445 оС, она закипает. Выливая кипящую серу  струйкой в холодную воду, можно получить пластическую серу – резиноподобную модификацию, состоящую из полимерных цепочек. При медленном охлаждении расплава образуются игольчатые кристаллы моноклинной серы (tпл = 119 оС). Подобно ромбической сере, эта модификация  состоит из молекул S8. При комнатной температуре пластическая и моноклинная сера неустойчивы и самопроизвольно превращаются в порошок ромбической серы.

Нахождение в природе

Минерал пиритМинерал пирит

В природе сера находится как в свободном состоянии, так и в виде соединений. Важнейшие из них следующие: FeS2 – пирит; или железный (серный) колчедан, CuS – медный блеск, Ag2S – серебряный блеск, PbS – свинцовый блеск. Сера часто встречается в виде сульфатов: гипса – CaSO4 ∙2H2O; мирабилита, или глауберовой соли Na2SO4∙10H2O; горькой (английской) соли MgSO4 ∙ 7H2O и др. Сера входит в состав нефти, каменного угля, содержится в растительных и животных организмах (в составе белков).

Получение 

Кристаллизация серы в вулканическом озереКристаллизация серы в вулканическом озере

Серу, содержащуюся в свободном состоянии (в виде включений) в горных породах, выплавляют из них в специальных аппаратах – автоклавах.

В лабораторных условиях свободную серу можно получить, например, при сливании растворов сероводородной и сернистой кислот, при неполном сгорании сероводорода:

H2SO3 + 2H2S = 3S + 3H2O

2H2S + O2 = 2H2O + 2S

Химические свойства серы

Сера – типичный активный неметалл. Она реагирует с простыми и сложными веществами. В химических реакциях сера может быть как окислителем, так и восстановителем. Это зависит от окислительно-восстановительных свойств веществ, с которыми она реагирует. Сера проявляет свойства окислителя при взаимодействии с простыми веществами – восстановителями (металлами, водородом, некоторыми неметаллами имеющими меньшую ЭО). Восстановителем сера является по отношению к более сильным окислителям (кислороду, галогенам и кислотам – окислителям).

Взаимодействие серы с простыми веществами

Взаимодействие серы с цинкомВзаимодействие серы с цинком

Сера реагирует как окислитель:

а) с металлами:

2Na + S = Na2S

Mg + S = MgS

2Al + 3S = Al2S3

б) с углеродом:

C + 2S = CS2

в) с фосфором:

2P + 3S = P2S3

г) с водородом:

H2 + S = H2S

как восстановитель:

а) с кислородом:

S + O2 = SO2

б) с хлором:

S + Cl2 = SCl2

в) с фтором:

S + 3F2 = SF6

Взаимодействие серы со сложными веществами

Реакция серы с хлоратом натрия и хлоридом меди (II)Реакция серы с хлоратом натрия и хлоридом меди (II)

Читайте также:  Какие свойства проявляют атомы металлов в химических процессах

а) в воде сера не растворяется и даже не смачивается водой;

б) как восстановитель сера взаимодействует с кислотами-окислителями (HNO3, H2SO4) при нагревании:

S + 2H2SO4 = 3SO2↑ + 2H2O

S + 2HNO3 = H2SO4 + 2NO↑

S + 6HNO3 = H2SO4 + 6NO2↑ + 2H2O

в) проявляя свойства и окислителя, и восстановителя, сера вступает в реакции диспропорционирования (самоокисления-самовосстановления) с растворами щелочей при нагревании:

3S + 6NaOH = 2Na2S + Na2SO3 + 3H2O

              Сероводород и сероводородная кислота

Сера с водородом образует летучее соединение – сероводород H2S. Сероводород – это бесцветный газ с неприятным запахом тухлых яиц, ядовит. В природе сероводород образуется при гниении белковых веществ, содержится в воде минеральных источников. При комнатной температуре в одном объеме воды растворяется 2,5 объёма сероводорода.

Кислотно – основные свойства

Раствор сероводорода в воде – сероводородная вода – является слабой двухосновной кислотой. Сероводородная вода имеет все общие свойства кислот. Она реагирует с: а) основными оксидами, б) основаниями, в) солями, г) металлами:

а) H2S + CaO = CaS + H2O

б) H2S + NaOH = NaHS + H2O

в) CuSO4 + H2S = CuS↓ + H2SO4

г) Ca + H2S = CaS + H2↑

Качественной реакцией на сероводородную кислоту и ее растворимые соли (т.е. на сульфид-ион S2-) является взаимодействие их с растворимыми солями свинца. При этом выделяется осадок сульфида свинца (II) PbS черного цвета:

Na2S + Pb(NO3)2 = PbS↓ + 2NaNO3

Окислительно – восстановительные свойства

В окислительно – восстановительных реакциях как газообразный сероводород, так и сероводородная кислота проявляют сильные восстановительные свойства, так как атом серы в H2S имеет низшую степень окисления – 2, а поэтому может только окисляться. Он легко окисляется:

Горение сероводородаГорение сероводорода

а) кислородом воздуха:

2H2S + O2 = 2H2O + 2S           (при недостатке О2)

2H2S + 3O2 = 2SO2 + 2H2O     ( в избытке О2)

б) бромной водой Br2:

H2S + Br2 = 2HBr + S↓

Бромная вода, имеющая желто-оранжевый цвет, при пропускании через нее сероводорода обесцвечивается;

в) раствором перманганата калия KMnO4:

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

При пропускании сероводорода через раствор перманганата калия происходит его обесцвечивание.

Сероводородная кислота окисляется не только сильными окислителями, такими как кислород, галогены, перманганат калия, но и более слабыми, например солями железа (III), сернистой кислотой и т.д.:

2FeCl3 + H2S = 2FeCl2 + S↓ + 2HCl

H2SO3 + 2H2S = 3S↓ + 3H2O

Применение

Сероводородная вода издавна применялся в медицине для лечения ревматизма и кожных заболеваний. Сероводород является одним из компонентов минеральных вод.

Скачать:

Скачать бесплатно реферат на тему: «Сера» 
Сера.docx (Одна Загрузка)

Скачать рефераты по другим темам можно здесь

Источник

Электронное строение атома.
Сера относится к элементу, находящемуся в VI-й группе главной подгруппы периодической системы Д.И.Менделеева. Его электронная конфигурация атома 1s22s22p63s23p4. 

undefined

Нахождение в природе.

В обычных условиях сера представляет собой лёгкие, жёлтые кристаллы, нерастворимые в воде, но хорошо растворимые в сероуглероде. Кристаллическая решётка серы – молекулярная, в узлах которой находится  циклическая молекула S8. Сера имеет ряд аллотропных модификаций.

Вышеуказанная форма серы называется моноклинной серой, при охлаждении которой переходит в устойчивые кристаллы ромбической серы.

Если расплавленную серу влить в холодную воду, то образуется ещё одна аллотропная модификация – пластическая сера. Температура кипения серы  +445оС. В парах расплавленной серы содержатся молекулы S8, S6, S4, S2. 

В природе сера встречается в трёх формах:

undefined

1) Самородная сера

2) Сульфидная сера:

FeS2 – серный или железный колчедан, пирит.
CuS – медный блеск.
CuFeS2 – халькопирит или медный колчедан.
PbS – свинцовый блеск.
ZnS – цинковая обманка.
HgS – киноварь.

3) Сульфатная сера:

CaSO4x2H2O – гипс.
CaSO4xH2O – алебастр.
Na2SO4x10H2O – глауберова соль.
MgSO4x 7H2O – горькая соль.

Химические свойства.

1. Свойства простого вещества.

Сера может проявлять как окислительные, так и восстановительные свойства. Окислителем сера является в первую очередь по отношению к металлам:

S + 2Na = Na2S
S + Ca = CaS
3S +2Al = Al2S3

В качестве окислителя сера проявляет свои свойства и при взаимодействии с неметаллами:

S + H2 = H2S
3S + 2P = P2S3 
2S + C = CS2

Однако с неметаллами, имеющими электроотрицательность бóльшую, чем у серы, она реагирует в качестве восстановителя:

S +3F2 = SF6
S + Cl2 = SCl2

Сера реагирует со сложными веществами, как правило, окислителями. Причём азотная кислота окисляет её до серной кислоты:

S + 6HNO3 = H2SO4 + 6NO2 + 2H2O

Другие окислители окисляют серу до степени окисления (+4):

S + 2H2SO4 = 3SO2 + 2H2O
3S  + 2KClO3 = 3SO2 + 2KCl

По механизму реакции ДИСПРОПОРЦИОНИРОВАНИЯ сера реагирует с щелочами. В процессе этой реакции образуются соединения серы (-2) и (+4):

3S + 6KOH = K2SO3 + 2K2S + 3H2O

Непосредственно с водой сера не реагирует, однако при нагревании подвергается дисмутации в атмосфере водяного пара.

Сера может быть получена в процессе реакций:

SO2 + 2CO = S + 2CO2
Na2S2O3  +  2HCl  =  S  +  SO2  +  2NaCl  +  H2O

2. Соединения серы (-2).

У серы в степени окисления (-2) соединения называются сульфидами. Это бинарные соединения, в которых одним из элементов является металл: Na2S, ZnS, Al2S3, PbS2 и др.

Соединение серы (-2) с водородом называется сероводород – H2S. Сероводород – газ без цвета, неприятного запаха, тяжелее воздуха, очень ядовит, мало растворим в воде. Сероводород можно получить различными способами. Oбычно, в лаборатории, сероводород  получают,  действуя на сульфиды сильными кислотами:   

FeS + 2HCl = FeCl2 + H2S

Для сероводорода  и его солей характерны восстановительные свойства:

H2S + SO2 = 3S + 2H2O

В указанной реакции  сера образуется по механизму конпропорционирования ( из двух атомов серы, имеющих различные степени окисления (-2) и  (+4) образуется соединение серы со степенью окисления (0).

SO2 + 2CO = S + 2CO2
Na2S2O3 + 2HCl = S + SO2 + 2NaCl + H2O

В лаборатории сероводород получают:  

FeS + 2HCl = FeCl2 + H2S

При сгорании в кислороде он образует различные продукты:

2H2S + O2 =  2H2O + 2S (недостаток кислорода)
2H2S + 3O2 = 2H2O + 2SO2 (избыток кислорода)

Cероводород легко окисляется галогенами, оксидом серы, хлоридом железа (III):

H2S + Cl2 = 2HCl + S
2H2S + SO2 = 2H2O + 3S
H2S + 2FeCl3 = 2FeCl2 + S + 2HCl

На воздухе сероводород окисляет серебро, чем и объясняется почернение серебряных изделий со временем:

2H2S + 4Ag + O2 = 2Ag2S + 2H2O

Водные растворы сероводорода являются слабой кислотой. Диссоциирует в две стадии, образует два типа солей: гидросульфиды и сульфиды:

H2S ↔ HS-1 + H+
HS-1 ↔ H+ + S-2

Сульфиды большинства металлов нерастворимы и имеют различную окраску. Это является фактором, благодаря которому можно распознавать те или иные катионы в растворах:

Чёрные – HgS, Ag2S, PbS, CuS, FeS, NiS;

Коричневые – SnS, Bi2S3;

Оранжевые – Sb2S3, Sb2S5;

Жёлтые – As2S3, As2S5, SnS2, CdS;

Розовые – MnS

Белые – ZnS, Al2S3, BaS, CaS;

Cульфиды в водной среде проявляют восстановительные свойства, обычно окисляясь до серы: undefined

3H2S + 2KMnO4 = 3S + 2MnO2 + 2KOH + 2H2O

H2S  + 2HNO3  =  S + 2NO2 + 2H2O
3H2S + 2FeCl3 = S + FeS + 6HCl
H2S + J2 = S + 2HJ

Читайте также:  Какие общие свойства жидкости и газа

При взаимодействии с более сильными окислителями сульфиды окисляются до соединений со степенью окисления (+6):

H2S + 4H2O + Cl2 = H2SO4 + 8HCl
MnS + 3HNO3 =  MnSO4 + 8NO2 + 4H2O
PbS + 4H2O2 = PbSO4 + 4H2O

3. Соединение серы (+4).

Из соединений серы со степенью окисления (+4) наиболее характерны оксид серы (SO2) или сернистый газ и сернистая кислота (H2SO3) и её соли. Оксид серы представляет собой газ с резким запахом, бесцветный, тяжелее воздуха, хорошо растворяется в воде. Получают при неполном горении сероводорода или при окислении сульфидов. В лаборатории его получают  при взаимодействии меди с концентрированной серной кислотой:

Cu + H2SO4 = CuSO4 + SO2 + H2O
Na2SO3 + 2HCl = 2NaCl + SO2 + H2O

Для оксида серы (+4) характерны как окислительные:

SO2 + H2S = 3S + 2H2O

так и восстановительные свойства:

2SO2 + O2 = 2SO3  
2SO2 + 2H2O + Br2 = H2SO4 + 2HBr
SO2 + Cl2 = SO2Cl2
SO2 + 2HNO3 = H2SO4 + 2NO2

Оксид серы (+4) – типичный кислотный оксид, он реагирует с основания-ми с образованием солей, с водой образует сернистую кислоту:

SO2 + 2NaOH = Na2SO4 + H2O
SO2 + H2O = H2SO3

Сернистая кислота – слабая кислота, диссоциирует в две стадии, образует два типа солей: кислые – гидросульфитыи  средние –сульфиты :

H2SO3 ↔ HSO3- + H+
HSO3-↔ SO32- + H+

Соли сернистой кислоты неустойчивы, разлагаются при действии более сильных кислот и при нагревании:

Na2SO3 + HNO3 = 2NaNO3 + SO2 + H2O 
K2SO3 = K2O + SO2

В растворах сульфит-ионы проявляют чаще всего восстановительные свойства:

Na2SO3 + 2KOH + KMnO4 = Na2SO4 + 2K2MnO4 + H2O

4. Соединения серы (+6)undefined

Из соединений серы в степени окисления (+6) наиболее характерны оксид серы – SO3  или серный ангидрид и  H2SO4 – cерная кислота. SO3 – бесцветный газ с характерным  резким запахом, тяжелее воздуха, хорошо растворим в воде. 

Оксид серы (+6) получают окислением оксида серы (+4) в присутствии катализатора и высоком давлении:

2SO2 + O2 = 2SO3
SO3 + H2O = H2SO4

Оксид серы (+6) является сильным окислителем:

SO3 + 2KJ = J2 + K2SO3
SO3  +  H2S = 4SO2 + H2O2
5SO3 + 2P = P2O5 + 5SO2

Кроме того, он проявляет кислотные свойства, так как является кислотным оксидом:

SO3 + ZnO = ZnSO4
SO3 + KOH = KHSO4
SO3 + 2KOH = K2SO4 + H2O

Серная кислота, её соли.

Серная кислота  представляет собой бесцветную маслообразную жидкость, максимальная плотность которой 1,84 г/мл. Исходным сырьём для получения серной кислоты является серный колчедан или пирит:

4FeS2  +  11O2  =  2Fe2O3  +  8SO2

Далее, под воздействием катализатора –  V2O5 происходит окисление оксида серы (+4) до оксида серы (+6):

2SO2  +  O2  =  2SO3

Полученная безводная серная кислота называется олеум, т.к. в действительности, оксид серы (+4) растворяют в 98%-ной серной кислоте.

SO3  +  H2O  =  H2SO4

Концентрированная серная кислота проявляет сильное водоотнимающее действие. Это свойство положено в основу многочисленных химических процессов, особенно в органической химии (получение спиртов, простых и сложных эфиров, альдегидов и т.д.). Концентрированная серная кислота является сильным окислителем.  Например, при взаимодействии с просты-ми веществами, она окисляет их до кислот или оксидов:

2P + 5H2SO4 = 2H3PO4 + 5SO2 + 2H2O
C + H2SO4 = 2SO2 + CO2 + 2H2O

При обычной температуре она окисляет галогенводороды и сероводород:

H2SO4  +  8HJ  =   4J2  +   H2S  +  4H2O
H2SO4  +  2HBr  =  Br2  + SO2  +  2H2O 
H2SO4  +  H2S  =   S   +   SO2  +   2H2O  

Серная кислота термически устойчива и не летуча, поэтому способна вытеснять другие кислоты из их солей:

H2SO4  +  KClO3  =  KHSO4  +  HClO4

Cерная кислота диссоциирует в две стадии, образует два типа солей:

кислые – гидросульфатыи средние – сульфаты:

H2SO4 ↔  HSO4-  +  H+

HSO4-  ↔ SO42-  +   H+

Серная кислота проявляет свойства, характерные для остальных кислот: она реагирует с металлами, оксидами металлов, гидроксидами, солями слабых кислот. Качественной реакцией на сульфат-ионы в растворах является взаимодействие её с ионами бария Ва2+, в результате чего выпадает белый осадок:

Ba2+  +  SO42-  =  BaSO4

При прокаливании сульфаты разлагаются на различные классы соединений в зависимости от металла, входящего в состав соли. Сульфаты щелочных металлов плавятся без разложения. Сульфаты металлов средней активности разлагаются на соответствующие оксиды:

ZnSO4  =  ZnO  +  SO3

Сульфат железа (II) разлагается по механизму внутримолекулярной ОВР:

4FeSO4  =  2Fe2O3  +  4SO2  +  O2

Сульфаты наиболее тяжёлых или малоактивных металлов разлагаются с образованием простых веществ – металла и кислорода:

HgSO4  =  Hg  +  SO2  +  O2

Некоторые сульфаты, являясь окислителями, реагируют с простыми веществами:

CaSO4  +  C  =  CaO  +  SO2  +  CO
BaSO4  +  4C  =  BaS  +  4CO

Большое значение в промышленности, лабораторных исследованиях имеет взаимодействие серной кислоты с металлами. Эта тема заслуживает особого внимания, т.к. образуются различные продукты реакции в зависимости от положения реагируемого металла в ряду напряжений, степени разбавленности кислоты, температуры, катализаторов.

Разбавленная серная кислота с металлами, стоящими в ряду активности до водорода, при обычной температуре образует соль и водород:

H2SO4 + Zn = ZnSO4 + H2

Разбавленная кислота не реагирует с металлами, стоящими в ряду активности после водорода (медь, серебро, ртуть), но концентрированная кислота образует с ними соль, оксид серы (+4) и воду:

H2SO4 + Cu = CuSO4 + SO2 + H2O

Такие же продукты реакции концентрированная серная кислота образует при взаимодействии с металлами, стоящими в ряду активности до водорода:

2H2SO4 + Zn = ZnSO4 + SO2 + 2H2O

Однако, концентрированная серная кислота реагирует не со всеми металлами. Алюминий, железо, свинец и олово она пассивирует с образованием на их поверхности тонких оксидных плёнок, предотвращающих дальнейшее растворение металла:

H2SO4 + Al = Al2O3 + SO2 + H2O

Активные щелочные и щелочноземельные металлы могут образовывать с разбавленной кислотой не только водород. Например, магний с очень разбавленной серной кислотой на холоду образует соль, серу и воду: 

H2SO4 + Mg = MgSO4 + S + H2O

Натрий при обычной температуре с очень разбавленной серной кислотой образует соль, серу и воду: 

H2SO4  + Na = Na2SO4 + S + H2O,

а при охлаждении образует сероводород: 

H2SO4 + Na  = Na2SO4 + Н2S + H2O

Соли серной кислоты находят большое применение в промышленности, сельском хозяйстве, в быту.

Na2SO4x 10H2O – глауберова соль, применяется в медицине в качестве слабительного,
(NH4)2SO4 – азотное удобрение для сельского хозяйства,
CaSO4 – безводный гипс, применяется в строительстве.
CaSO4x 2H2O – водный гипс,
2CaSO4 xH2O – алебастр, продукт получения гипса,
MgSO4 – горькая соль, применяется в медицине как  слабительное и гипотензивное средство,
BaSO4 –  баритова каша, средство, применяемое как рентгеноконтрастное средство.
CuSO4 x 5H2O – медный купорос, применяется в строительстве,
FeSO4x 7H2O – железный купорос,
ZnSO4 x 7H2O – цинковый купорос,
KАl(SO4)2 x 12H2O – алюмокалиевые квасцы.

© blog.tutoronline.ru,
при полном или частичном копировании материала ссылка на первоисточник обязательна.

Источник