SO2 - оксид серы (IV), диоксид серы, сернистый газ, сернистый ангидрид

Сероводород – H2S

Соединения серы -2, +4, +6. Качественные реакции на сульфиды, сульфиты, сульфаты.

Получение при взаимодействии:

1. водорода с серой при t – 300⁰

H₂+S = H₂S

2. при действии на сульфиды минеральных кислот:

Na₂S+2HCl =2 NaCl+H₂S↑

Физические свойства:

газ без цвета, с запахом тухлых яиц, ядовит, тяжелее воздуха, растворяясь в воде, образует слабую сероводородную кислоту.

Химические свойства

Кислотно-основные свойства

1. Раствор сероводорода в воде – сероводородная кислота – является слабой двухосновной кислотой, поэтому диссоциациирует ступенчато:

H₂S ↔ HS^- + H⁺

HS^- ↔ H^- + S^2-

2.Сероводородная кислота имеет общие свойства кислот, реагирует с металлами, основными оксидами, основаниями, солями:

H₂S + Ca = CaS + H₂

H₂S + CaO = CaS + H₂O

H₂S + 2NaOH = Na₂S + 2H₂O

H₂S + CuSO₄ = CuS↓ + H₂SO₄

Все кислые соли – гидросульфиды – хорошо растворимы в воде. Нормальные соли- сульфиды - растворяются в воде по–разному: хорошо растворимыми являются сульфиды щелочных и щелочноземельных металлов, сульфиды остальных металлов в воде нерастворимы, а сульфиды меди, свинца, ртути и некоторых других тяжелых металлов не растворяются даже в кислотах (кроме азотной кислоты)

CuS+4HNO₃=Cu(NO₃)₂ +3S+2NO+2H₂O

Растворимые сульфиды подвергаются гидролизу – по аниону.

Na₂S ↔ 2Na⁺ + S^2-

S^2-+HOH ↔HS^-+OH^-

Na₂S + Н₂О ↔ NaНS + NaOH

Качественной реакцией на сероводородную кислоту и её растворимые соли (т.е. на сульфид-ион S^2-) является взаимодействие их с растворимыми солями свинца, при этом образуется осадок PbS черного цвета

Na₂S + Pb(NO₃)₂ = 2NaNO₃ + PbS↓

Pb²⁺ + S^2- = PbS↓

Окислительно-восстановительные свойства

Проявляет только восстановительные свойства, т.к. атом серы имеет низшую степень окисления -2

1. с кислородом

а) с недостатком

2H₂S^-2+O₂⁰ = S⁰+2H₂O^-2

б) с избытком кислорода

2H₂S+3O₂=2SO₂+2H₂O

2. с галогенами (обесцвечивание бромной воды)

H₂S^-2+Br₂=S⁰+2HBr^-1

3. с конц. HNO₃

H₂S+2HNO_{3 (к)} = S+2NO₂+2H₂O

б) с сильными окислителями (KMnO₄, K₂CrO₄ в кислой среде)

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

в) сероводородная кислота окисляется не только сильными окислителями, но и более слабыми, например, солями железа (III), сернистой кислотой и т.д.

2FeCl₃ + H₂S = 2FeCl₂ + S + 2HCl

H₂SO₃ + 2H₂S = 3S + 3H₂O

Получение

1. горение серы в кислороде.

S+O₂=SO₂

2. горение сероводорода в избытке О₂

2H₂S+3O₂ = 2SO₂+2H₂O

3. окисление сульфидов

2CuS+3O₂ = 2SO₂+2CuO

4. взаимодействие сульфитов с кислотами

Na₂SO₃+H₂SO₄=Na₂SO₄+SO₂+H₂O

5. взаимодействие металлов ряду активности после (Н₂) с конц. H₂SO₄

Cu+2H₂SO₄ = CuSO₄ + SO₂ +2H₂O

Физические свойства

Газ, без цвета, с удушливым запахом жженой серы, ядовит, тяжелее воздуха более, чем в 2 раза, хорошо растворим в воде (при комнатной температуре в одном объеме растворяется около 40 объемов газа).

Химические свойства:

Кислотно-основные свойства

SO₂ – типичный кислотный оксид.

1.со щелочами, образуя два типа солей: сульфиты и гидросульфиты

2KOH+SO₂ = K₂SO₃+H₂O

KOH+SO₂ = KНSO₃+H₂O

2.с основными оксидами

K₂O+SO₂ = K₂SO₃

3. с водой образуется слабая сернистая кислота

H₂O+SO₂ = H₂SO₃

Сернистая кислота существует только в растворе, является слабой кислотой,

обладает всеми общими свойствами кислот.

4. качественная реакция на сульфит – ион – SO₃² – действие минеральных кислот

Na₂SO₃+2HCl= 2Na₂Cl+SO₂+H₂O запах жженой серы

Окислительно-восстановительные свойства

В ОВР может быть как окислителем, так и восстановителем, потому что атом серы в SO₂ имеет промежуточную степень окисления +4.

Как окислитель:

SO₂ + 2H₂S = 3S + 2H₂S

Как восстановитель:

2SO₂+O₂ = 2SO₃

Cl₂+SO₂+2H₂O = H₂SO₄+2HCl

2KMnO₄+5SO₂+2H₂O = K₂SO₄+2H₂SO₄+2MnSO₄

Оксид серы (VI) SO₃ (серный ангидрид)

Получение:

Окисление сернистого газа

2SO₂ + О₂ = 2SO₃ (t⁰, kat)

Физические свойства

Бесцветная жидкость, при температуре ниже 17⁰С превращается в белую кристаллическую массу. Термически неустойчивое соединение, полностью разлагается при 700⁰С. Хорошо растворим в воде, в безводной серной кислоте и реагирует с ней с образованием олеума

SO₃+ H₂SO₄ = H₂S₂O₇

Химические свойства

Кислотно-основные свойства

Типичный кислотный оксид.

1.со щелочами, образуя два типа солей: сульфаты и гидросульфаты

2KOH+SO₃ = K₂SO₄+H₂O

KOH+SO₃ = KНSO₄+H₂O

2.с основными оксидами

СаО+SO₂ = СаSO₄

3. с водой

H₂O+SO₃ = H₂SO₄

Окислительно-восстановительные свойства

Оксид серы (VI) – сильный окислитель, обычно восстанавливается до SO₂

3SO₃ + H₂S = 4SО₂ + H₂O

Серная кислота H₂SO₄

Получение серной кислоты

В промышленности кислоту получают контактным способом:

1. обжиг пирита

4FeS₂ +11O₂ = 2Fe₂O₃ + 8SO₂↑

2. окисление SO₂ в SO₃

2SO₂ + О₂ = 2SO₃ (t⁰, kat)

3. растворение SO₃ в серной кислоте

n SO₃ + H₂SO₄ = H₂SO₄ ∙ n SO₃ (олеум)

H₂SO₄ ∙ n SO₃ + Н₂О = H₂SO₄

Физические свойства

H₂SO₄ - тяжелая маслянистая жидкость, без запаха и цвета, гигроскопична. Смешивается с водой в любых отношениях, при растворении концентрированной серной кислоты в воде выделяется большое количество теплоты, поэтому её надо осторожно приливать в воду, а не наоборот (сначала вода, потом кислота, иначе случится большая беда)

Раствор серной кислоты в воде с содержанием H₂SO₄ менее 70% обычно называют разбавленной серной кислотой, более 70% - концентрированной.

Химические свойства

Кислотно-основные

Разбавленная серная кислота проявляет все характерные свойства сильных кислот. В водном растворе диссоциирует:

H₂SO₄ ↔ 2H⁺ + SO₄^2-

1. с основными оксидами

MgO + H₂SO₄ = MgSO₄ + H₂O

2. с основаниями

2NaOH +H₂SO₄ = Na₂SO₄ + 2H₂O

3. с солями

BaCl₂ + H₂SO₄ = BaSO₄↓ + 2HCl

Ba²⁺ + SO₄^2- = BaSO₄↓ (белый осадок)

Качественная реакция на сульфат-ион SO₄^2-

Благодаря более высокой температуры кипения, по сравнению с другими кислотами серная кислота при нагревании вытесняет их из солей:

NaCl + H₂SO₄ = HCl↑+ NaHSO₄

Окислительно-восстановительные свойства

В разбавленной H₂SO₄ окислителями являются ионы Н⁺, а в концентрированной – сульфат –ионы SO₄²

В разбавленной серной кислоте растворяются металлы, находящиеся в ряду активности до водорода, при этом образуются сульфаты и выделяется водород

Zn + H₂SO₄ = ZnSO₄+ H₂↑

Концентрированная серная кислота – энергичный окислитель особенно при нагревании. Она окисляет многие металлы, неметаллы, неорганические и органические вещества.

H₂SO₄ (к) окислитель S⁺⁶

Активные	Средней активности	малоактивные
реагирует	реагирует пассивирует Al, Fe, Cr из-за пленки оксидов	реагирует Cu, Hg	не реагирует Ag,Au,Pt
Кислота восстанавливается в основном до следующих продуктов
H2S	Н2S S	SO2	-

С более активными металлами серная кислота в зависимости от концентрации может восстанавливаться до разнообразных продуктов

Zn + 2H₂SO₄ = ZnSO₄ + SO₂ + 2H₂O

3Zn + 4H₂SO₄ = 3ZnSO₄ + S + 4H₂O

4Zn + 5H₂SO₄ = 4ZnSO₄ + H₂S + 4H₂O

Концентрированная серная кислота окисляет некоторые неметаллы (серу, углерод, фосфор и др.), восстанавливаясь до оксида серы (IV)

S + 2H₂SO₄ = 3SO₂↑ + 2H₂O

C + 2H₂SO₄ = 2SO₂↑ + CO₂↑ + 2H₂O

Взаимодействие с некоторыми сложными веществами

H₂SO₄+ 8HI = 4I₂ + H₂S + 4 H₂O

H₂SO₄ + 2HBr = Br₂ + SO₂ + 2H₂O

Соли серной кислоты

2 типа солей: сульфаты и гидросульфаты

Соли серной кислоты имеют все общие свойства солей. Особенным является их отношение к нагреванию. Сульфаты активных металлов (Na, K, Ba) не разлагаются даже при нагревании свыше 1000⁰С, соли менее активных металлов (Al, Fe, Cu) разлагаются даже при небольшом нагревании

CuSO₄ = CuO + SO₃

Дата добавления: 2014-01-04