В какой реакции сероводород не проявляет восстановительные свойства
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 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 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 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 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)
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 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 (68 Загрузок)
Скачать рефераты по другим темам можно здесь
Источник
Восстановительные свойства сероводорода………. [c.348]
Окислительные или восстановительные свойства проявляет сернистая кислота при взаимодействии с сероводородом и с хлором [c.151]
ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫЕ СВОЙСТВА СЕРОВОДОРОДА [c.162]
Сероводород обладает сильными восстановительными свойствами, т. е. он окисляется не только сильными, но и слабыми окислителями. Последние, например иод или соли железа (ПГ), окисляют сероводород до свободной серы. [c.162]
Сероводород НзЗ является типичным восстановителем. В своих кислородных соединениях элементы этой подгруппы проявляют степень окисления +4 и +6, что соответствует оксидам КОз и КОз. Сернистый газ проявляет как окислительные, так и восстановительные свойства. Эти же свойства характерны и для сернистой кислоты. В производстве серной кислоты оксид серы (VI) 80 3 получают контактным методом, поэтому этот метод называется контактным. Серная кислота двухосновна и образует два типа солей — сульфаты и гидросульфаты. Концентрированная серная кислота при нагревании взаимодействует со многими металлами, расположенными в электрохимическом ряду напряжений металлов после водорода. Разбавленная серная кислота взаимодействует с металлами, стоящими в этом ряду перед водородом. [c.214]
Окислительно-восстановительные свойства сероводорода и концентрированной серной кислоты обусловлены серой, входящей в состав этих соединений в различном валентном состоянии. [c.213]
Какие окислительно-восстановительные свойства проявляет сероводород и почему [c.248]
Содержание фенолов не является единственной характеристикой, определяющей качество сточных вод. Некоторые вещества, зачастую содержащиеся в сточных водах, по токсичности превосходят фенолы, например цианиды или сероводород у тиосульфата и сероводорода восстановительные свойства выражены сильнее, чем у большинства фенолов БПК у фенолов примерно такая же, как и у большинства остальных органических соединений, входящих в состав сточных вод. [c.401]
В химическом отношении селеноводород и теллуроводород чрезвычайно похожи на сероводород. Как и сероводород, они в сильной степени обладают восстановительными свойствами. При нагревании оба они разлагаются. При этом На Те менее стоек, чем НзЗе подобно тому, как это происходит в ряду галогеноводородов (разд. 19.2.4), прочность молекул уменьшается при переходе Н О -> HoS [c.469]
СЕРНИСТЫЙ АНГИДРИД (диоксид серы) ЗОз — бесцветный газ с запахом зажженной спички, хорошо растворяется в воде, обладает восстановительными свойствами. С. а. используют в качестве сырья для производства серной кислоты, солей сернистой кислоты, для беления шерсти, шелка, соломы, как дезинфицирующее и антисептическое средство для обесцвечивания органических красителей, сахарных сиропов, кукурузной муки, при хранении и перевозке фруктов, в холодильном деле. С. а. токсичен, раздражает слизистую оболочку глаз, горла, носа, дыхательных путей. Получают С. а. сжиганием серы, сероводорода, обжигом пирита, как побочный продукт Б металлургических процессах, особенно Б цветной металлургии. [c.225]
Сероводород НзЗ является типичным восстановителем. В своих кислородных соединениях элементы этой подгруппы проявляют степень окисления + 4 и -н 6, что соответствует оксидам КОг и КОз. Сернистый газ ЗОг проявляет как окислительные, так и восстановительные свойства. Эти же свойства характерны и для сернистой кислоты НгЗОз. Оксид серы (VI) 80з получают контактным методом в производстве серной кислоты, поэтому этот метод называется контактным. [c.193]
Но поскольку электроотрицательность серы значительно ниже, чем у кислорода, избыточные электроны сера удерживает менее прочно. Поэтому для сероводорода характерны восстановительные свойства, т. е. реакции, в которых сера отда т электроны, окисляется. Так, например, на воздухе сероводород горит голубым пламенем, причем сера может окисляться до свободной или до оксида серы (IV) [c.190]
Селеноводород и теллуроводород при нормальных условиях представляют собой бесцветные газы с характерными неприятными запахами (более неприятными, чем запах НгЗ). Селеноводород более ядовит, а теллуроводород менее ядовит, чем сероводород. Гидриды селена и теллура проявляют восстановительные свойства в большей степени, чем сероводород. Растворимость НаЗе и НгТе Б воде примерно такая же, как у сероводорода. Водные растворы гидридов селена и теллура обнаруживают ясно выраженную кислую реакцию вследствие диссоциации по схеме [c.302]
Сложные молекулы и ионы. К этой группе восстановителей относятся молекулы таких веществ, в которых элементы-восстановители обладают промежуточной степенью окисления моноксид азота, моноксид углерода, моноксиды железа и хрома, диоксиды серы и марганца, сернистая кислота и ее соли, азотистая кислота и ее соли, пероксид водорода и другие. Значительная часть этих соединений (диоксиды серы и марганца, сернистая и азотистая кислоты, пероксид водорода и др.) в зависимости от свойств веществ, с которыми они реагируют, могут проявлять как окислительные, так и восстановительные свойства. Так, диоксид серы или сернистая кислота при взаимодействии с окислителями (кислород, галогены) проявляют восстановительные свойства, а при взаимодействии с сероводородом — окислительные. [c.20]
Запишите уравнения реакций, характеризующие восстановительные свойства угля, серы, оксида углерода (И), оксида серы (IV), сероводорода, муравьиного альдегида. Известно ли вам превращение, в котором одно из названных веществ проявляет также свойства окислителя [c.168]
Сероводород содержит серу в состоянии окисления —2 и проявляет поэтому только восстановительные свойства. В зависимости от окислителя и условий реакции окисление чаще всего [c.158]
Например, отрицательный ион хлора—очень слабый восстановитель. Нужен очень сильный окислитель, например анион марганцовой кислоты, чтобы оторвать от него электрон и перевести его в состояние нейтрального атома. Молекулы же сероводорода, содержащие 5 -ионы, проявляют более сильные восстановительные свойства. [c.96]
Степень окисления серы в равна — 2, поэтому сероводород, как правило, проявляет восстановительные свойства. [c.183]
При взаимодействии селена и теллура с разбавленными кислотами (не окислителями) могут быть получены селено- и теллуроводород, устойчивость которых падает по сравнению с сероводородом от селена к теллуру, а восстановительные свойства усиливаются. [c.118]
Восстановительные свойства сероводорода [c.155]
В окислительно-восстановительных реакциях как газообразный сероводород, так и сероводородная кислота проявляют сильные восстановительные свойства, так как [c.366]
Восстановительные свойства. Сероводород горит, образуя диоксид серы и воду [c.447]
Опыт 9. Получение сероводорода и его восстановительные свойства [c.196]
Опыт 20. Восстановительные свойства сероводорода (ТЯГА ). К сильно разбавленному и подкисленному раствору КМПО4 прилейте сероводородной воды. Обратите внимание на помутнение раствора. Объясните наблюдаемое. [c.56]
Сероводород — сильный восстановитель (Н255=е2Н++ 5+ 2е °=+0,14 В). Продуктами его окисления в водном растворе являются сера или серная кислота. Что же касается диоксида серы или сернистой кислоты — соединений, в которых сера обладает промежуточной между 8 и 8″ степенью окисления, то образование их при окислении Н28 в растворе исключается, так как диоксид серы и соответствующая ему кислота сами обладают явно выраженными восстановительными свойствами [c.162]
Сероводород обладает восстановительными свойствами, реагирует со многими окислителями (КМпО , К2СГ2О7, H2SO4 и др.). H S растворяется в воде 1 объем воды при обычных условиях поглощает около 3 объемов сероводорода. В водном растворе H2S ведет себя, как весьма слабая кислота (/(i = 1 10 ). Солн ее называются суль-( )идамн. [c.325]
Сульфиды, как и сероводород, обладают восстановительным свойствами. Наибольшее практическое значение из сульфидов имеет NaoS. Его получают из Na2S04 путем восстановления углем при 1000 С пли водородом при 600 °С [c.325]
Опыт 4. Восстановительные свойства сероводорода. В четыре пробирки налейте по 1—2 мл сероводородной воды (раствор HjS в воде). В одну нз них прибавьте несколько капель бромной воды, в другую — йодной воды, в третью — концентрированной HNO3 и в четвертую — 3%-ного раствора перекиси водорода. Наблюдайте во всех пробирках появление мути в результате выделения свободной серы. Окисление сероводорода можно изобразить уравнением [c.228]
Сероводород. Растворение в воде. Сероводородная вода. Сульфиды, их окраска, растворимость и гидролиз. Качественная реакция на сероводород и растворимые сульфиды. Восстановительные свойства сероводорода и сульфидов металлов. Получение и применение (хроводорода и сульфидов. [c.121]
Степень окисления позволяет предугадывать окислительные и восстановительные свойства вещества. Так, сера в серной кислоте На504 имеет высшую степень окисления – -6 и, следовательно, больше не может отдавать электронов, поэтому серная кислота может быть только окислителем. В сероводороде НаЗ сера, наоборот, имеет низшую степень окисления —2 и больше не может присоединять электроны (образован октет), а потому сероводород может быть только восстановите- [c.64]
Зная степень окисления элемента в соединении, можно предсказать, окислительные или восстановительные свойства проявит это соединение. Так, сера в серной кислоте H2SO4 имеет высшую степень окисления (-Ь6) и, следовательно, больше не может отдавать электронов, а потому серная кислота может быть только окислителем. В сероводороде HjS сера, наоборот, имеет низшую степень окисления (—2) и больше не может присоединять электронов (образован октет), а потому сероводород может быть только восстановителем. Однако сернистая кислота HjSOg (сера в ней имеет промежуточную степень окисления -(-4 и может как отдавать, так и присоединять электроны) в зависимости от условий может проявлять как окислительные, так и восстановительные свойства. Подобное заключение можно сделать об однотипных соединениях аналогов серы — селена и теллура. В высшей степени окисления атомы селена и теллура сильно отличаются от атомов со степенью окисления +4 и особенно —2. Это относится к элементам и других подгрупп периодической системы. [c.84]
Из данных таблицы видно, что НзЗе и НгТе являются кислотами более сильными, чем уксусная (Л[ =2-10 ). Оба соединения (особенно НгТе) весьма неустойчивы п легко разлагаются. Кислородом воздуха они постепенно окисляются и в газообразном состоянии и особенно в растворе уже при обычных температурах. В общем восстановительные свойства характерны для НгЗе и НгТе еще более, чем для сероводорода. Гидрид полония (Р0Н2) не получен. [c.239]
I. Восстановительные свойства. В сероводороде сера находится в низшей степени окисления (—2), поэтому сероводород обладает сильными восстановительными свойствами. Продуктами окисления НгЗ могут быть сера, диоксид серы ЗОг, серная кислота Н2304 и другие вещества, например [c.133]
Например, примесь кислорода в азоте и водороде можно определить колориметрическим методом ло реакции с солями меди (1) при в1Г0 содержании 1 10 % объдан. (при объеме пробы 0,5 л). Однако колориметрические методы не при-. годны для определевия примеси кислорода в, хлоре, сероводо- роде, цианистом водороде, двуокиси углерод и в некоторых других газах. Определение примеси окиси и двуокиси углерода невозможно проводить в присутствии всех газов с кислотными свойствами. Определению примеси лор мешают газы, обла-. дающие окислительными или восстановительными свойствами двуокись азота, озон, двуокись серы, сероводород и другие. Подобные случаи довольно часты и они вынуждают экспериментатора для оценки чистоты газов применять большей частью физические методы. [c.79]
Лекционные опыты по общей химии (1950) — [
c.178
,
c.179
,
c.181
]
Лабораторные работы по неорганической химии (1948) — [
c.118
]
Общая химия Биофизическая химия изд 4 (2003) — [
c.360
]
Источник