Название соединений серы с металлами

Обновлено: 08.01.2025

Сера относится к семейству p-элементов. Электронная конфигурация серы [Ne]3s 2 3p 4 . Для серы характерно наличие трех степеней окисления «-2», «+4» и «+6».

Для получения серы используют реакцию Вакенродера (1) или получают ее неполным окислением сероводорода (2):

Из-за наличия нескольких степеней окисления сера способна проявлять и окислительные (в реакциях с металлами) и восстановительные (в реакциях с сильными окислителями) свойства:

Fe 0 -2e = Fe 2+ — процесс окисления (восстановитель)

S 0 +2e = S 2- — процесс восстановления (окислитель)

S 0 – 4e = S 4+ — процесс окисления (восстановитель)

O₂ 0 + 2e = 2O 2- — процесс восстановления (окислитель)

Сера взаимодействует с концентрированными растворами кислот (растворяется в них) и со щелочами (диспропорционирует):

Сероводород. Сероводородная кислота. Сульфиды

При нагревании серы с водородом происходит обратимая реакция в результате которой выделяется сероводород – бесцветный газ с запахом тухлых яиц, ядовитый и плохо растворимый в воде:

Однако, выход сероводорода в этой реакции невелик и для его получения чаще всего используют реакцию действия разбавленных кислот на сульфиды (соли сероводородной кислоты):

Водный раствор сероводорода – очень слабая кислота, диссоциация которой протекает в две ступени:

В связи с этим, для сероводородной кислоты характерна способность к образованию солей двух видов – средних – сульфидов (кислотный остаток — S 2- ) и кислых – гидросульфидов (кислотный остаток — HS — ).

Сероводородная кислота – сильный восстановитель, т.к. сера, входящая в состав этого вещества, находится в низшей степени окисления и способна повысить её до «+4» или «+6», поэтому состав продуктов реакции определяется силой и количеством окислителя:

Для сульфидов, как для солей образованных слабой кислотой, характерна способность к гидролизу. Сульфиды металлов, стоящих в ряду активности левее железа, растворимы в сильных кислотах:

Качественной реакцией на H₂S и растворимые в воде сульфиды является:

S 2- + Pb 2+ = PbS↓ (осадок черного цвета)

Оксид серы (IV). Сернистая кислота

В степени окисления «+4» сера образует оксид, которому соответствует кислота. Оксид серы (IV) представляет собой газообразное вещество (сернистый газ) без цвета, но обладающее резким запахом, хорошо растворимое в воде.

Выделяют промышленные и лабораторные способы получения оксида серы (IV). Так, в промышленности (1), его получают при обжиге сульфидов, а в лаборатории (2) – при действии сильных кислот на сульфиты:

В водном растворе оксида серы (IV) возможно одновременное существование нескольких химических равновесий:

Образующаяся в результате сернистая кислота (H₂SO₃) является двухосновной, поэтому способна к образованию двух типов солей – средних — сульфитов (кислотный остаток SO₃ 2 ) и кислых — гидросульфитов (кислотный остаток HSO₂ — ).

Для оксида серы (IV), сернистой кислоты и её солей характерны химические свойства, которые можно разделить на 3 группы: кислотно-основные реакции (1), реакции окисления (2) и реакции восстановления (2):

Качественная реакция на SO₂ и сульфиты – обесцвечивание раствора перманганата калия:

Оксид серы (VI). Серная кислота

Оксид серы (VI) представляет собой бесцветную жидкость, которую получают окислением оксида серы (IV) кислородом в присутствии катализатора (V₂O ₅):

Оксид серы (VI) хорошо растворим в воде (образуется серная кислота) и в 100%-ной серной кислоте (образуется олеум):

Серная кислота представляет собой тяжелую вязкую жидкость, которая хорошо смешивается с водой в любых отношениях. Водный раствор серной кислоты – сильная кислота. Поскольку H₂SO₄ двухосновная кислота, она способна образовывать два типа солей – средние – сульфаты (кислотный остаток SO₄ 2- ) и кислые – гидросульфиты (кислотный остаток HSO₄ — ).

При взаимодействии с металлами (как, стоящими в ряду активности до водорода, так и после него) серная кислота восстанавливается до оксида серы (IV):

Разбавленная серная кислота окисляет только металлы, стоящими в ряду активности до водорода:

Качественной реакцией на серную кислоту и растворимые сульфаты является образование осадка сульфата бария – осадка белого цвета, нерастворимого в щелочах и кислотах:

Примеры решения задач

Задание	Осуществите ряд превращений S→H₂S→SO₂→SO₃→H₂SO₄
Решение	Получение сероводорода из серы осуществляют путем её восстановления водородом:

Оксид серы (IV) из сероводорода получают путем его окисления кислородом:

Чтобы получить оксид серы (VI) из оксида серы (IV) необходимо окислить оксид серы (IV) кислородом:

Оксид серы (VI) типичный кислотный оксид, который при взаимодействии с водой образует кислоту, поэтому, для того, чтобы получить серную кислоту из оксида серы (VI) необходимо пропустить его через воду:

Задание

При взаимодействии серы с концентрированной азотной кислотой (массовая доля 60%, плотность раствора 1,27 г,мл) образовалась серная кислота и оксид азота (II) объемом 67,2 л (н.у.). Вычислите массу серы и объем раствора азотной кислоты, вступивших в реакцию.

Решение

Запишем уравнение реакции:

Найдем количество вещества оксида азота:

моль.

Вычислим массу серы:

Для расчета объема азотной кислоты необходимо знать её количество. По уравнению реакции для образования 2 моль оксида азота (II) необходимо 2 моль азотной кислоты:

Определим массу азотной кислоты:

Вычислим массу раствора азотной кислоты, зная массовую долю HNO₃ в растворе. По определению:

$m_{(P-PA)}=\frac{m_{(HNO_3)}\cdot 100}{\omega}=\frac{189 \cdot 100}{60}=315$

(г).

Определим объем раствора 60 %-ной азотной кислоты, необходимый для взаимодействия:

$V=\frac{m_{(P-PA)}}{\rho}=\frac{315}{1,37}=229,9$

(мл).

Серная кислота

Серная кислота H₂SO₄ – это сильная кислота, двухосновная, прочная и нелетучая. При обычных условиях серная кислота – тяжелая маслянистая жидкость, хорошо растворимая в воде.

Растворение серной кислоты в воде сопровождается выделением значительного количества кислоты. Поэтому по правилам безопасности в лаборатории при смешивании серной кислоты и воды мы добавляем серную кислоту в воду небольшими порциями при постоянном перемешивании.

Валентность серы в серной кислоте равна VI.

Способы получения

1. Серную кислоту в промышленности производят из серы, сульфидов металлов, сероводорода и др. Один из вариантов — производство серной кислоты из пирита FeS₂.

Основные стадии получения серной кислоты :

Сжигание или обжиг серосодержащего сырья в кислороде с получением сернистого газа.
Очистка полученного газа от примесей.
Окисление сернистого газа в серный ангидрид.
Взаимодействие серного ангидрида с водой.

Рассмотрим основные аппараты, используемые при производстве серной кислоты из пирита (контактный метод):

В контактном аппарате производится окисление сернистого газа до серного ангидрида. Процесс является обратимым. Поэтому необходимо выбрать оптимальные условия протекания прямой реакции (получения SO₃):

температура: оптимальной температурой для протекания прямой реакции с максимальным выходом SO₃ является температура 400-500 о С. Для того чтобы увеличить скорость реакции при столь низкой температуре в реакцию вводят катализатор – оксид ванадия (V) V₂O₅.
давление: прямая реакция протекает с уменьшением объемов газов. Для смещения равновесия вправо процесс проводят при повышенном давлении.

Однако, если для поглощения оксида серы использовать воду, то образуется серная кислота в виде тумана, состоящего из мельчайших капелек серной кислоты. Для того, чтобы не образовывался сернокислотный туман, используют 98%-ную концентрированную серную кислоту. Оксид серы очень хорошо растворяется в такой кислоте, образуя олеум: H₂SO₄·nSO₃.

Общие научные принципы химического производства:

Непрерывность.
Противоток
Катализ
Увеличение площади соприкосновения реагирующих веществ.
Теплообмен
Рациональное использование сырья

Химические свойства

Серная кислота – это сильная двухосновная кислота .

1. Серная кислота практически полностью диссоциирует в разбавленном в растворе по первой ступени:

По второй ступени серная кислота диссоциирует частично, ведет себя, как кислота средней силы:

HSO₄ – ⇄ H + + SO₄ 2–

2. Серная кислота реагирует с основными оксидами, основаниями, амфотерными оксидами и амфотерными гидроксидами.

Например , серная кислота взаимодействует с оксидом магния:

Еще пример : при взаимодействии серной кислоты с гидроксидом калия образуются сульфаты или гидросульфаты:

Серная кислота взаимодействует с амфотерным гидроксидом алюминия:

3. Серная кислота вытесняет более слабые из солей в растворе (карбонаты, сульфиды и др.). Также серная кислота вытесняет летучие кислоты из их солей (кроме солей HBr и HI).

Например , серная кислота взаимодействует с гидрокарбонатом натрия:

Или с силикатом натрия:

Концентрированная серная кислота реагирует с твердым нитратом натрия. При этом менее летучая серная кислота вытесняет азотную кислоту:

Аналогично – концентрированная серная кислота вытесняет хлороводород из твердых хлоридов, например , хлорида натрия:

4. Т акже серная кислота вступает в обменные реакции с солями.

Например , серная кислота взаимодействует с хлоридом бария:

5. Разбавленная серная кислота взаимодействует с металлами, которые расположены в ряду активности металлов до водорода. При этом образуются соль и водород.

Например , серная кислота реагирует с железом. При этом образуется сульфат железа (II):

Серная кислота взаимодействует с аммиаком с образованием солей аммония:

Концентрированная серная кислота является сильным окислителем . При этом она обычно восстанавливается до сернистого газа SO₂. С активными металлами может восстанавливаться до серы S, или сероводорода Н₂S.

Железо Fe, алюминий Al, хром Cr пассивируются концентрированной серной кислотой на холоде. При нагревании реакция возможна.

При взаимодействии с неактивными металлами концентрированная серная кислота восстанавливается до сернистого газа:

При взаимодействии с щелочноземельными металлами и магнием концентрированная серная кислота восстанавливается до серы:

При взаимодействии с щелочными металлами и цинком концентрированная серная кислота восстанавливается до сероводорода:

6. Качественная реакция на сульфат-ионы – взаимодействие с растворимыми солями бария. При этом образуется белый кристаллический осадок сульфата бария:

BaCl₂ + Na₂SO₄ → BaSO₄ ↓ + 2NaCl

Видеоопыт взаимодействия хлорида бария и сульфата натрия в растворе (качественная реакция на сульфат-ион) можно посмотреть здесь.

7. Окислительные свойства концентрированной серной кислоты проявляются и при взаимодействии с неметаллами.

Например , концентрированная серная кислота окисляет фосфор, углерод, серу. При этом серная кислота восстанавливается до оксида серы (IV):

Уже при комнатной температуре концентрированная серная кислота окисляет галогеноводороды и сероводород:

VI группа главная подгруппа периодической таблицы Менделеева (кислород, сера)

К элементам главной подгруппы VI группы периодической таблицы Менделеева относятся:

Общая характеристика элементов 6 группы главной подгруппы

От O к Po (сверху вниз в периодической таблице)

Увеличивается

атомного радиуса,
металлических, основных, восстановительных свойств,

Уменьшается

электроотрицательность,
энергия ионизация,
сродство к электрону.

Электронные конфигурации у данных элементов схожи, все они содержат 6 электронов на внешнем слое ns 2 np 4 :

Электронное строение кислорода и серы

Нахождение в природе кислорода и серы

Кислород занимает первое место среди элементов по распространенности в земной коре. Содержится он главным образом в силикатах и составляет около 47 % массы твёрдой земной коры. В больших количествах связанного кислорода содержится в воде — 85,82 % по массе. Также кислород содержится более, чем в 1500 соединений земной коры. В атмосфере доля свободного кислорода составляет 20,95 % по объёму и 23,10 % по массе.

Сера встречается в виде самородной серы, сульфатов (CaSO₄∙2H₂O, CaSO₄∙H₂O, Na₂SO₄∙10H₂O, MgSO₄∙7H₂O), сульфидов (FeS₂, CuS, CuFeS₂, PbS, ZnS, HgS) и в промышленных газах.

Самородная сера встречается в местах вулканической активности совместно с сернистыми фумаролами и сернистыми водами (с содержанием > 25 %).

Аллотропные модификации серы

Кислород

Способы получения кислорода

В природе

Кислород образуется в процессе фотосинтеза:

Промышленный способ

Лабораторный способ

термическое окислительно-восстановительное разложение солей:

Для автономного дыхания кислород получают в герметически замкнутых помещениях и в аппаратах при помощи реакции:

Физические свойства кислорода

При обычных условиях молекулярный кислород O₂ – это малорастворимый в воде газ без цвета, запаха и вкуса.

При сильном охлаждении под давлением переходит в бледно — голубую жидкость с Т_кип = — 183°С. При Т = -219°С образует сине — голубые кристаллы.

Химические свойства кислорода

Кислород — сильный окислитель, уступающий по химической активности только фтору.

Вступает во взаимодействия со всеми элементами, кроме инертных газов (Не, Ne и Аг). Со многими простыми веществами реагирует непосредственно при обычных условиях или при нагревании или в присутствии катализаторов (кроме Au, Pt, Hal₂, благородные газы).

Большинство реакций с участием О₂ экзотермичны, часто часто сопровождаются горением, иногда — взрывом.

Взаимодействие с простыми веществами

С металлами

Кислород взаимодействует с металлами, с образованием оксидов металлов:

Сщелочными металламив результате реакций образуются различные кислородсодержащие продукты:

4Li + О₂ = 2Li₂O оксид лития

К + О₂ = КО₂ супероксид калия

С железом образуется смесь оксидов:

С марганцем образуется диоксид марганца:

С неметаллами

При взаимодействии с неметаллами (кроме фтора и инертных газов) образуются оксиды, со степенью окисления кислорода – 2:

Окисление сложных веществ

Горение сульфидов

Горение водородных соединений

Окисление оксидов

Кислород окисляет входящие в оксид элементы до более высокой степени окисления:

Окисление гидроксидов и солей

Окисление гидроксидов и солей в водных растворах происходит, если исходное вещество неустойчиво на воздухе:

Окисление аммиака

В отсутствие катализатора при окислении аммиака кислородом образуется азот, а в присутствии катализатора — оксида азота(II):

Окисление фосфина

На воздухе самопроизвольно воспламеняется:

Окисление силана

На воздухе он самовоспламеняется (часто со взрывом) с образованием SiO₂ и H₂O:

Окисление органических веществ

Все органические соединения горят, окисляясь кислородом воздуха полностью:

Продукты окисления различных элементов, входящих в молекулы органических соединений:

Кроме горения возможны также реакции неполного окисления:

Способы получения серы

Извлечение самородной серы из ее месторождений или вулканов
Получение серы из серной руды с помощью пароводяного, фильтрационного, термического, центрифугального и экстракционного методов.
Переработка природных газов, содержащих H₂S и их окисление при недостатке О₂.

Физические свойства серы

Сера — твердое хрупкое вещество желтого цвета. Не смачивается водой и практически нерастворимо в ней. Имеет несколько аллотропных модификаций. См. аллотропные модификации серы.

Химические свойства серы

При обычных температуре и давлении химическая активность серы небольшая. При нагревании сера довольно активна, и проявляет свойства как окислителя, так и восстановителя.

Свойства окислителя сера проявляет при взаимодействии с элементами, расположенными ниже и левее в Периодической системе, а свойства восстановителя — с элементами, расположенными выше и правее в Периодической системе.

Непосредственно сера не взаимодействует с азотом и йодом.

Взаимодействие с простыми веществами

С кислородом

Горение серы на воздухе с образованием оксида серы (IV):

В присутствии катализаторов:

С водородом

С водородом сера вступает в реакцию при нагревании, образуя сероводород:

С галогенами

При взаимодействии со всеми галогенами, кроме йода образуются галогениды:

С фосфором

Взаимодействие серы с фосфором приводит к образованию сульфидов фосфора

С углеродом

В реакции серы с углеродом образуется сероуглерод:

С металлами

При взаимодействии с металлами сера выступает в качестве окислителя, образуя сульфиды.

Щелочные металлы реагируют с серой без нагревания, остальные металлы (кроме золота Au и платины Pt) –при нагревании:

Взаимодействие со сложными веществами

С водой

Сера вступает в реакцию диспропорционирования с перегретым паром:

С окислителями

В реакциях с окислителями сера окисляется до оксида серы (IV) SO₂ или до серной кислоты H₂SO₄ при протекании реакции в растворе:

С щелочами

При взаимодействии с щелочами сера диспропорционирует до сульфита и сульфида:

Соединения серы

Сероводород H₂S – это бинарное летучее водородное соединение соединение с серой. H₂S — бесцветный ядовитый газ, с неприятным удушливым запахом тухлых яиц. При концентрации > 3 г/м 3 вызывает смертельное отравление.

Сероводород тяжелее воздуха и легко конденсируется в бесцветную жидкость. Растворимость в воде H₂S при обычной температуре составляет 2,5.

В твердом состоянии имеет молекулярную кристаллическую решетку.

Геометрическая форма молекулы сероводорода представляет собой сцепленные между собой атомы H-S-H с валентным углом 92,1 о .

Качественная реакция для обнаружения сероводорода

Для обнаружения анионов S 2- и сероводорода используют реакцию газообразного H₂S с Pb(NO₃)₂:

Влажная бумага, смоченная в растворе Pb(NO₃)₂ чернеет в присутствии H₂S из-за получения черного осадка PbS.

Химические свойства серы

H₂S является сильным восстановителем

При взаимодействии H₂S с окислителями образуются различные вещества — S, SО₂, H₂SO₄

Взаимодействие с кислотами-окислителями:

Взаимодействие со сложными окислителями:

Сероводородная кислота H₂S двухосновная кислота и диссоциирует по двум ступеням:

1-я ступень: H₂S → Н + + HS —

2-я ступень: HS — → Н + + S 2-

H₂S очень слабая кислота, несмотря на это имеет характерные для кислот химические свойства. Взаимодействует:

с малоактивными металлами (Аg, Си, Нg) при совместном присутствии окислителей:

с некоторыми солями сильных кислот, если образующийся сульфид металла нерастворим в воде и в сильных кислотах:

Реакция с нитратом свинца в растворе – это качественная реакция на сероводород и сульфид-ионы.

Сульфиды

Получение сульфидов

Непосредственно из простых веществ:

S + Fe → FeS

Восстановление сульфатов при прокаливании с углем:

Физические свойства сульфидов

Сульфиды – это бинарные соединения серы с элементами с меньшей электроотрицательностью, в том числе с некоторыми неметаллами (С, Si, Р, As и др.).

По растворимости в воде и кислотах сульфиды классифицируют на:

растворимые в воде — сульфиды щелочных металлов и аммония;

нерастворимые в воде, но растворимые в минеральных кислотах — сульфиды металлов, расположенных до железа в ряду активности (белые и цветные сульфиды ZnS, MnS, FeS, CdS);

нерастворимые ни в воде, ни в минеральных кислотах — черные сульфиды (CuS, HgS, PbS, Ag₂S, NiS, CoS)

гидролизуемые водой — сульфиды трехвалентных металлов (алюминия и хрома (III))

По цвету сульфиды можно разделить на:

Химические свойства сульфидов

Обратимый гидролиз сульфидов

Хорошо растворимыми в воде являются сульфиды щелочных металлов и аммония, но в водных растворах они в значительной степени подвергаются гидролизу. Реакция среды — сильнощелочная:

S 2- + H₂O → HS — + ОН —

Сульфиды щелочно-земельных металлов и Mg, при взаимодействии с водой подвергаются полному гидролизу и переходят в растворимые кислые соли — гидросульфиды:

При нагревании растворов сульфидов гидролиз протекает и по 2-й ступени:

Необратимый гидролиз сульфидов

Сульфиды некоторых металлов (Cr₂S₃, Fe₂S_3, Al₂S₃) подвергаются необратимому гидролизу, полностью разлагаясь в водных растворах:

Нерастворимые сульфиды гидролизу не подвергаются

NiS + HСl ≠

Некоторые из сульфидов растворяются в сильных кислотах:

Сульфиды Ag₂S, HgS, Hg₂S, PbS, CuS не pacтворяются не только в воде, но и во многих кислотах.

Сульфиды обладают восстановительными свойствами и вступают в реакции с окислителями:

Окислительный обжиг сульфидов является важной стадией переработки сульфидного сырья в различных производствах

Взаимодействия сульфидов с растворимыми солями свинца, серебра, меди являются качественными на ион S 2− :

Оксид серы (IV), диоксид серы, сернистый газ, сернистый ангидрид (SO₂)

Способы получения сернистого газа

Окисление серы, сероводорода и сульфидов кислородом воздуха:

Действие высокой температуры на сульфиты (термическое разложение):

Действие сильных кислот на сульфиты:

Взаимодействие концентрированной H₂SO₄ с восстановителями, например с неактивными металлами:

Физические свойства сернистого газа

При обычной температуре SO₂ — газ с резким запахом без цвета. В воде растворим хорошо — при 20°С в 1 л воды растворяется 40 л SO₂.

Химические свойства сернистого газа

SO₂ – типичный кислотный оксид. За счет того, что сера находится в промежуточной степени окисления (+4) SO₂ может проявлять свойства как окислителя так и восстановителя.

При растворении в воде SO₂ частично соединяется с молекулами воды с образованием слабой сернистой кислоты.

Как кислотный оксид, SO₂ вступает в реакции с щелочами и оксидами щелочных и щелочноземельных металлов:

При взаимодействии с окислителями SO₂проявляет восстановительные свойства. При этом степень окисления серы повышается:

Обесцвечивание раствора перманганата калия KMnO₄ является качественной реакцией для обнаружения сернистого газа и сульфит-иона

SO₂ проявляет окислительные свойства при взаимодействии с сильными восстановителями, восстанавливаясь чаще всего до свободной серы:

Оксид серы (VI), триоксид серы, серный ангидрид (SO₃)

Способы получения серного ангидрида

SO₃ можно получить из SO₂путем каталитического окисления последнего кислородом:

Разложением сульфата железа (III):

Физические свойства серного ангидрида

При обычных условиях SO₃ представляет собой бесцветную жидкость с характерным резким запахом. На воздухе SO₃ «дымит» и сильно поглощает влагу.

SO₃ – тяжелее воздуха, хорошо растворим в воде.

Химические свойства серного ангидрида

Оксид серы (VI) – это кислотный оксид.

Хорошо поглощает влагу и реагирует с водой образуя серную кислоту:

Как кислотный оксид, SO₃взаимодействует с щелочами и основными оксидами, образуются средние или кислые соли:

SO₃ + MgO → MgSO₄ (при сплавлении):

SO3 + ZnO = ZnSO4

SO₃проявляет сильные окислительные свойства, так как сера в находится в максимальной степени окисления (+6).

Вступает в реакции с восстановителями:

При растворении в концентрированной серной кислоте образует олеум (раствор SO₃ в H₂SO₄).

Сернистая кислота (H₂SO₃)

Способы получения сернистой кислоты

При растворении в воде SO₂ образует слабую сернистую кислоту, которая сразу частично разлагается:

Физические свойства сернистой кислоты

Сернистая кислота H₂SO₃ – двухосновная кислородсодержащая кислота. При обычных условиях неустойчива.

Валентность серы в сернистой кислоте равна IV, а степень окисления +4.

Химические свойства сернистой кислоты

Общие свойства кислот

Сернистая кислота – слабая кислота, диссоциирует в две стадии. Образует два типа солей:
кислые – гидросульфиты

Соли сернистой кислоты, сульфиты и гидросульфиты

Способы получения сульфитов

Соли сернистой кислоты получаются при взаимодействии SO₂ с щелочами и оксидами щелочных и щелочноземельных металлов:

Физические свойства сульфитов

Сульфиты щелочных металлов и аммония растворимы в воде, сульфиты остальных металлов — нерастворимы или не существуют.

Гидросульфиты металлов хорошо растворимы в Н₂O, а некоторые из них, такие как Ca(HSO₃)₂ существуют только в растворе.

Химические свойства сульфитов

Cернистая кислота – двухосновная, образует нормальные (средние) соли — сульфиты Me_x(SO₃)_y и кислые соли — гидросульфиты Me(HSO₃)_x.

Водные растворы сульфитов подвергаются гидролизу. Реакция среды – щелочная(окрашивают лакмус в синий цвет):

Реакции, протекающие без изменения степени окисления:

Нормальные сульфиты в водных растворах, при избытке SO₂, переходят в гидросульфиты:

Ионно-обменные реакции с другими солями, протекающие с образованием нерастворимых сульфитов:

Сульфиты, также как и SO₂, могут быть как восстановителями, так и окислителями, т.к. атомы серы в анионах находятся в промежуточной степени окисления +4

Окисление водных растворов сульфитов, и гидросульфитов до сульфатов:

Твердые сульфиты при хранении на воздухе также медленно окисляются до сульфатов:

При нагревании сухих сульфитов с активными восстановителями (С, Mg, Al, Zn) сульфиты превращаются в сульфиды:

При нагревании сухих сульфитов до высоких температур сульфиты диспропорционируют, превращаются в смесь сульфатов и сульфидов:

Серная кислота (H₂SO₄)

Способы получения серной кислоты

В промышленности серную кислоту производят из серы, сульфидов металлов, сероводорода и др.

Наиболее часто серную кислоту получают из пирита FeS₂.

Основные стадии получения серной кислоты включают:

1.Обжиг пирита в кислороде в печи для обжига с получением сернистого газа:

2. Очистка полученного сернистого газа от примесей в циклоне, электрофильтре.

3. Осушка сернистого газа в сушильной башне

4. Нагрев очищенного газа в теплообменнике.

5. Окисление сернистого газа в серный ангидрид в контактном аппарате:

6. Поглощение серного ангидрида серной кислотой в поглотительной башне – получение олеума.

Физические свойства, строение серной кислоты

При обычных условиях серная кислота – тяжелая бесцветная маслянистая жидкость, хорошо растворимая в воде. Максимальная плотность равна 1,84 г/мл

При растворении серной кислоты в воде выделяется большое количество теплоты. Поэтому, по правилам безопасности в лаборатории при приготовлении разбавленного раствора серной кислоты во избежание разбрызгивания необходимо наливать серную кислоту в воду тонкой струйкой по стеклянной палочке при постоянном перемешивании. Но не наоборот!

Качественные реакции для обнаружения серной кислоты и сульфат ионов

Для обнаружения сульфат-ионов используют реакцию с растворимыми солями бария. В результате взаимодействия, образуется белый кристаллический осадок сульфата бария:

Химические свойства серной кислоты

Серная кислота — сильная двухосновная кислота, образует два типа солей: средние – сульфаты, кислые – гидросульфаты.

Серная кислота практически полностью диссоциирует в разбавленном в растворе по первой ступени и достаточно по второй ступени:

Характерны все свойства кислот:

Реагирует с основными оксидами, основаниями, амфотерными оксидами, амфотерными гидроксидами и аммиаком:

Вытесняетболее слабые кислоты из их солей в растворе (карбонаты, сульфиды и др.) и летучие кислоты из их солей (кроме солей HBr и HI):

Концентрированная серная кислота реагирует с твердыми солями, например нитратом натрия, хлорида натрия.

Разбавленная серная кислота взаимодействует с металлами, расположенными в ряду напряжения металлов до водорода. В результате реакции образуются соль и водород:

Концентрированная серная кислота — сильный окислитель. Реакция с металлами протекает без вытеснения водорода из кислоты. В зависимости от активности металла образуются различные продукты реакции:

Активные металлы и цинк при обычной температуре с концентрированной серной кислотой образуют соль, сероводород (или серу) и воду:

Металлы средней активности с концентрированной H₂SO₄ образуют соль, серу и воду:

Такие металлы, как железо Fe, алюминий Al, хром Cr пассивируются концентрированной серной кислотой на холоде. При нагревании, при удалении оксидной пленки реакция возможна.

Неактивные металлы восстанавливают концентрированную серную кислоту до сернистого газа:

В реакциях с неметаллами концентрированная серная кислота также проявляет окислительные свойства:

Концентрированная серная кислота широко используется в химических процессах как водоотнимающий агент, т.к. проявляет сильное водоотнимающее действие. В органической химии ее используют при получении спиртов, простых и сложных эфиров, альдегидов и т.д.

Соли серной кислоты, сульфаты, гидросульфаты

Способы получения солей серной кислоты

Сульфаты можно получить при взаимодействии серной кислоты с металлами, оксидами, гидроксидами (см. Химические свойства серной кислоты). А также при взаимодействии с другими солями, если продуктом реакции является нерастворимое соединение.

Физические свойства солей серной кислоты

Кристаллы разного цвета. Многие средние и кислые сульфаты растворимы в воде. Плохо растворяются или не растворяются в воде сульфаты многозарядных щёлочноземельных металлов (BaSO₄, RaSO₄), сульфаты лёгких щёлочноземельных металлов (CaSO₄, SrSO₄) и сульфат свинца.

Средние сульфаты щелочных металлов термически устойчивы. Кислые сульфаты щелочных металлов при нагревании разлагаются.

Многие средние сульфаты образуют устойчивые кристаллогидраты:

CuSO₄ ∙ 5H₂O − медный купорос

FeSO₄ ∙ 7H₂O − железный купорос

ZnSO₄ ∙ 7H₂O − цинковый купорос

KАl(SO4)₂ x 12H₂O – алюмокалиевые квасцы.

Химические свойства солей серной кислоты

Разложение сульфатов на различные классы соединений в зависимости от металла, входящего в состав соли.

Физические и химические свойства серы

Электронная конфигурация 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 4 . Символ – S . Относительная атомная масса – 32 а.е.м. Температура кипения – 444,67 С, плавления – 112,85 С. Неметалл.

Химические свойства серы

Сера взаимодействует с простыми веществами – неметаллами, проявляя при этом свойства восстановителя. Непосредственно сера взаимодействует только с фтором. Реакции взаимодействия с другими металлами происходят при нагревании:

В реакциях взаимодействия с простыми веществами – металлами сера проявляет свойства окислителя. Эти реакции протекают при нагревании и очень бурно:

Сера вступает в реакции взаимодействия со сложными веществами. Она способна растворяться в концентрированных кислотах и расплавах щелочей, причем в последнем случае сера диспропорционирует. Эти реакции происходят при кипении реакционной смеси:

При взаимодействии серы с сульфидами металлов происходит образование полисульфидов:

Физические свойства серы

Сера – кристаллическое вещество желтого цвета. Существует в виде двух аллотропных модификаций – α-серы (ромбическая кристаллическая решетка) и β-серы (моноклинная кристаллическая решетка), а также аморфной формы – пластическая сера (рис. 1). В кристаллическом состоянии сера построена из неплоских циклических молекул S₈. Сера плохо растворяется в этаноле, хорошо в сероуглероде и жидком аммиаке. Не реагирует с жидкой водой и йодом.

Рис. 1. Формы существования серы.

Получение и применение серы

В промышленных масштабах серу получают из природных месторождений самородной серы. Сера является сырьем для производства серной кислоты. Е1 используют в бумажной промышленности, в сельском хозяйстве, в производстве резины, красителей, пороха и т.д. Широкое применение сера нашла в медицине, например, сера входит в состав различных мазей и присыпок, применяемых при кожных заболеваниях и т.д.

Задание	Какое количество вещества атомарной серы содержится в сульфиде железа (II) массой 22 г.
Решение	Молярная масса сульфида железа (II), рассчитанная с использованием таблицы химических элементов Д.И. Менделеева – 88 г/моль. Тогда, количество вещества сульфида железа (II) будет равно:

n(FeS) = m(FeS) / M(FeS);

n(FeS) = 22 / 88 = 0,25 моль.

Т.к. в состав молекулы сульфида железа (II) входит один атом серы, то количество вещества атомарной серы будет также равно 0,25 моль.

Задание

При взаимодействии серы с концентрированной азотной кислотой (ω = 60%, ρ = 1,27 г/мл) образовалась серная кислота и выделился оксид азота (II), объемом 67,2 л. Какая масса серы и какой объем раствора азотной кислоты потребовались для этого?

Решение

Запишем уравнение реакции:

Рассчитаем количество вещества оксида азота (II):

n(NO) = 67,2 / 22,4 = 3 моль.

Согласно уравнению n(NO):n(S) = 2:1, следовательно n(S) = 1/2×n(NO) = 1,5 моль. Молярная масса серы, рассчитанная с использованием таблицы химических элементов Д.И. Менделеева – 32 г/моль. Тогда масса серы, вступившей в реакцию будет равна:

m(S) = n(S) × M(S) = 1,5 × 32 = 48 г.

Согласно уравнению n(NO):n(HNO₃) = 2:2, следовательно n(HNO₃) = n(NO) = 3 моль. Молярная масса азотной кислоты, рассчитанная с использованием таблицы химических элементов Д.И. Менделеева – 63 г/моль. Тогда масса азотной кислоты, вступившей в реакцию будет равна:

Масса раствора азотной кислоты:

Тогда объем раствора азотной кислоты, вступившей в реакцию:

V(HNO₃) = m(HNO₃)_solution / ρ = 315 / 1,27 = 229,9 мл.

Читайте также:

Название соединений серы с металлами

Сероводород. Сероводородная кислота. Сульфиды

Оксид серы (IV). Сернистая кислота

Оксид серы (VI). Серная кислота

Примеры решения задач

Серная кислота

Способы получения

Химические свойства

VI группа главная подгруппа периодической таблицы Менделеева (кислород, сера)

Общая характеристика элементов 6 группы главной подгруппы

Нахождение в природе кислорода и серы

Аллотропные модификации серы

Кислород

Способы получения кислорода

Физические свойства кислорода

Химические свойства кислорода

Способы получения серы

Физические свойства серы

Химические свойства серы

Соединения серы

Сульфиды

Оксид серы (IV), диоксид серы, сернистый газ, сернистый ангидрид (SO2)

Оксид серы (VI), триоксид серы, серный ангидрид (SO3)

Сернистая кислота (H2SO3)

Соли сернистой кислоты, сульфиты и гидросульфиты

Серная кислота (H2SO4)

Соли серной кислоты, сульфаты, гидросульфаты

Физические и химические свойства серы

Химические свойства серы

Физические свойства серы

Получение и применение серы

Оксид серы (IV), диоксид серы, сернистый газ, сернистый ангидрид (SO₂)

Оксид серы (VI), триоксид серы, серный ангидрид (SO₃)

Сернистая кислота (H₂SO₃)

Серная кислота (H₂SO₄)