Какие свойства проявляет сера в серной кислоте

Какие свойства проявляет сера в серной кислоте thumbnail

 Сера с кислородом образует два оксида: SO2 – оксид серы (IV) и SO3 – оксид серы (VI).

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

Сернистый газ – это бесцветный газ с резким запахом, ядовит. Тяжелее воздуха более чем в два раза. Хорошо растворяется в воде. При комнатной температуре в одном объёме воды растворяется около 40 объёмов сернистого газа, при этом образуется сернистая кислота H2SO3.

Химические свойства

Кислотно-основные свойства

Сернистый газ – типичный кислотный оксид. Он взаимодействует:

а) с основаниями, образуя два типа солей: кислые (гидросульфиты) и средние (сульфиты):

SO2 + NaOH = NaHSO3

SO2 + 2NaOH = Na2SO3 + H2O

б) с основными оксидами:

SO2 + CaO = CaSO3

SO2 + K2O = K2SO3

в) с водой:

SO2 + H2O = H2SO3

Сернистая кислота существуют только в растворе, относится к двухосновным кислотам. Сернистая кислота обладает всеми общими свойствами кислот.

Окислительно – восстановительные свойства

В окислительно-восстановительных  процессах сернистый газ может быть как окислителем, так и восстановителем, потому что атом серы в этом соединении имеет промежуточную степень окисления +4.

Как окислитель SO2 реагирует с более сильными восстановителями, например с сероводородом:

SO2 + 2H2S = 3S↓ + 2H2O

Как восстановитель SO2 реагирует с более сильными окислителями, например с кислородом в присутствии катализатора, с хлором и т.д.:

2SO2 + O2 = 2SO3

SO2 + Cl2 + 2H2O = H2SO3 + 2HCl

Получение

1) Сернистый газ образуется при горении серы:

S + O2 = SO2

2) В промышленности его получают при обжиге пирита:

4FeS2 + 11O2 = 2Fe2O3 + 8SO2

3) В лаборатории сернистый газ можно получить:

а) при действии кислот на сульфиты:

Na2SO3 + H2SO4 = Na2SO4 + H2SO3→SO2↑ + H2O

б) при взаимодействии концентрированной серной кислоты с тяжелыми металлами:

Cu + 2H2SO4 = CuSO4 + SO2↑ + 2H2O

Применение

Сернистый газ находит широкое применение в текстильной промышленности для отбеливания различных изделий. Кроме того, его используют в сельском хозяйстве для уничтожения вредных микроорганизмов в теплицах и погребах. В больших количествах SO2 идет на получение серной кислоты.

Оксид серы (VI) – SO3 (серный ангидрид)

Серный ангидрид SO3 – это бесцветная жидкость, которая при температуре ниже 17оС превращается в белую кристаллическую массу. Очень хорошо поглощает влагу (гигроскопичен).

Химические свойства

Кислотно-основные свойства

Как типичный кислотный оксид серный ангидрид взаимодействует:

а) с основаниями, образуя два типа солей – кислые (гидросульфиты) и средние (сульфаты):

SO3 + NaOH = NaHSO4

SO3 + 2NaOH = Na2SO4 + H2O

б) с основными оксидами:

SO3 + CaO = CaSO4

в) с водой:

SO3 + H2O = H2SO4

Особым свойством SO3 является его способность хорошо растворяться в серной кислоте. Раствор SO3 в серной кислоте имеет название олеум.

Образование олеума: H2SO4 + nSO3 = H2SO4 ∙ nSO3

Окислительно-восстановительные свойства

Оксид серы (VI) характеризуется сильными окислительными свойствами (обычно восстанавливается до SO2):

3SO3 + H2S = 4SO2 + H2O

Получение и применение

Серный ангидрид образуется при окислении сернистого газа:

2SO2 + O2 = 2SO3

В чистом виде серный ангидрид практического значения не имеет. Он получается как промежуточный продукт при производстве серной кислоты.

Серная кислота H2SO4

Упоминания о серной кислоте впервые встречаются у арабских и европейских алхимиков. Ее получали, прокаливая на воздухе железный купорос (FeSO4∙7H2O): 2FeSO4 = Fe2O3 + SO3↑ + SO2↑ либо смесь серы с селитрой: 6KNO3 + 5S = 3K2SO4 + 2SO3↑ + 3N2↑, а выделяющиеся пары серного ангидрида конденсировали. Поглощая влагу, они превращались в олеум. В зависимости от способа приготовления H2SO4 называли купоросным маслом или серным маслом. В 1595 г. алхимик Андреас Либавий установил тождественность обоих веществ.

Долгое время купоросное масло не находило широкого применения. Интерес к нему сильно возрос после того, как в XVIII в. был открыт процесс получения из индиго индигокармина – устойчивого синего красителя. Первую фабрику по производству серной кислоты основали недалеко от Лондона в 1736 г. Процесс осуществляли в свинцовых камерах, на дно которых наливали воду. В верхней части камеры сжигали расплавленную смесь селитры с серой, затем туда запускали воздух. Процедуру повторяли до тех пор, пока на дне ёмкости не образовывалась кислота требуемой концентрации.

В XIX в. способ усовершенствовали: вместо селитры стали использовать азотную кислоту (она при разложении в камере даёт NO2). Чтобы возвращать в систему нитрозные газы были сконструированы специальные башни, которые и дали название всему процессу – башенный процесс. Заводы, работающие по башенному методу, существуют и в наше время.

Серная кислотаСерная кислота

Серная кислота – это тяжелая маслянистая жидкость без цвета и запаха, гигроскопична; хорошо растворяется в воде. При растворении концентрированной серной кислоты в воде выделяется большое количество тепла, поэтому ее надо осторожно приливать в воду (а не наоборот!) и перемешивать раствор.

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

Химические свойства

Кислотно-основные свойства

Разбавленная серная кислота проявляет все характерные свойства сильных кислот. Она реагирует:

а) с основными оксидами:

MgO + H2SO4 = MgSO4 + H2O

б) с основаниями:

H2SO4 + NaOH = Na2SO4 + 2H2O

в) с солями:

H2SO4 + BaCl2 = BaSO4↓ + 2HCl

Процесс взаимодействия ионов Ва2+ с сульфат-ионами SO42+ приводит к образованию белого нерастворимого осадка BaSO4. Это качественная реакция на сульфат-ион.

Окислительно – восстановительные свойства

В разбавленной H2SO4 окислителями являются ионы водорода Н+, а в концентрированной – сульфат-ионы SO42+. Ионы SO42+ являются более сильными окислителями, чем ионы Н+ (см.схему).Какие свойства проявляет сера в серной кислоте

В разбавленной серной кислоте растворяются металлы, которые в электрохимическом ряду напряжений находятся до водорода. При этом образуются сульфаты металлов и выделяется водород:

Zn + H2SO4 = ZnSO4 + H2↑

Металлы, которые в электрохимическом ряду напряжений находятся после водорода, не реагируют с разбавленной серной кислотой:

Читайте также:  Какие свойства присущи плазме

Cu + H2SO4 ≠

Концентрированная серная кислота является сильным окислителем, особенно при нагревании. Она окисляет многие металлы, неметаллы и некоторые органические вещества.

При взаимодействии концентрированной серной кислоты с металлами, которые в электрохимическом ряду напряжений находятся после водорода (Cu, Ag, Hg), образуются сульфаты металлов, а также продукт восстановления серной кислоты – SO2.

Реакция серной кислоты с цинком фотоРеакция серной кислоты с цинком

Более активными металлами (Zn, Al, Mg) концентрированная серная кислота может восстанавливаться до свободной серы или сероводорода. Например, при взаимодействии серной кислоты с цинком, магнием, алюминием в зависимости от концентрации кислоты одновременно могут образовываться различные продукты восстановления серной кислоты – SO2, S, H2S:

Zn + 2H2SO4 = ZnSO4 + SO2↑ + 2H2O

3Zn + 4H2SO4 = 3ZnSO4 + S↓ + 4H2O

4Zn + 5H2SO4 = 4ZnSO4 + H2S↑ + 4H2O

На холоде концентрированная серная кислота пассивирует некоторые металлы, например алюминий и железо, поэтому ее перевозят в железных цистернах:

Fe + H2SO4 ≠

Концентрированная серная кислота окисляет некоторые неметаллы (серу, углерод и др.), восстанавливаясь до оксида серы (IV) SO2:

S + 2H2SO4 = 3SO2↑ + 2H2O

C + 2H2SO4 = 2SO2↑ + CO2↑ + 2H2O

Получение и применение

Реакция серной кислоты с сахаромРеакция серной кислоты с сахаром

В промышленности серную кислоту получают контактным способом. Процесс получения происходит в три стадии:

  1. Получение SO2 путем обжига пирита:

4FeS2 + 11O2 = 2Fe2O3 + 8SO2↑

  1. Окисление SO2 в SO3 в присутствии катализатора – оксида ванадия (V):

2SO2 + O2 = 2SO3

  1. Растворение SO3 в серной кислоте:

H2SO4 + nSO3 = H2SO4 ∙ nSO3

Полученный олеум перевозят в железных цистернах. Из олеума получают серную кислоту нужной концентрации, приливая его в воду. Это можно выразить схемой:

H2SO4 ∙ nSO3 + H2O = H2SO4

Серная кислота находит разнообразное применение в самых различных областях народного хозяйства. Ее используют для осушки газов, в производстве других кислот, для получения удобрений, различных красителей и лекарственных средств.

Соли серной кислоты

Железный купорос Железный купорос

Большинство сульфатов хорошо растворимы в воде (малорастворим CaSO4, еще менее PbSO4 и практически нерастворим BaSO4). Некоторые сульфаты, содержащие кристаллизационную воду, называются купоросами:

CuSO4 ∙ 5H2O              медный купорос

FeSO4 ∙ 7H2O               железный купорос

Соли серной кислоты имеют все общие свойства солей. Особенным является их отношение к нагреванию.

Сульфаты активных металлов (Na, K, Ba) не разлагаются даже при 1000оС, а других (Cu, Al, Fe) – распадаются при небольшом нагревании на оксид металла и SO3:

Na2SO4 ≠

CuSO4 = CuO + SO3

Скачать:

Скачать бесплатно реферат на тему: «Производство серной кислоты контактным способом»
Производство-серной-кислоты-контактным-способом.docx (56 Загрузок)

Скачать рефераты по другим темам можно здесь

*на изображении записи фотография медного купороса

Источник

Оксид серы((VI))

Oксид серы(VI) образуется при каталитическом окислении сернистого газа:

2SO2+O2⇄t,k2SO3.

При обычных условиях это жидкость, которая реагирует с водой с образованием серной кислоты:

SO3+H2O=H2SO4.

Эта реакция протекает даже с парами воды. Поэтому оксид серы((VI)) дымит на воздухе.

Особенностью оксида серы((VI)) является его способность растворяться в концентрированной серной кислоте с образованием олеума.

Оксид серы((VI)) — типичный кислотный оксид. Он реагирует с основаниями и основными оксидами c образованием солей:

SO3+2NaOH=Na2SO4+H2O,

SO3+CaO=CaSO4.

Степень окисления серы в этом оксиде — (+6). Это максимальное значение для серы, поэтому в окислительно-восстановительных реакциях он может быть только окислителем.

Серная кислота H2SO4 — важнейшее соединение серы. Чистая серная кислота представляет собой  бесцветную вязкую маслянистую жидкость, котoрая почти в два раза тяжелее воды.

Серная кислота неограниченно смешивается с водой. Растворение серной кислоты сопровождается сильным разогреванием раствора, и может происходить его разбрызгивание. Поэтому серную кислоту растворяют осторожно: тонкой струйкой кислоту вливают в воду при постоянном перемешивании.

Серная кислота очень гигроскопична и используется для осушки разных веществ.

Химические свойства серной кислоты зависят от её концентрации.

Серная кислота любой концентрации реагирует:

  • с основными и амфотерными оксидами и гидроксидами с образованием соли и воды:

H2SO4+CuO=CuSO4+H2O,

H2SO4+Zn(OH)2=ZnSO4+2H2O;

  • с солями, если образуется газ или нерастворимое вещество:

H2SO4+CaCO3=CaSO4+H2O+CO2↑,

H2SO4+BaCl2=BaSO4↓+2HCl.

Разбавленная кислота реагирует только с металлами, расположенными в ряду активности до водорода. В реакции образуются сульфаты и выделяется водород. Окислительные свойства  в этом случае проявляют атомы водорода:

H2+1SO4+Zn0=Zn+2SO4+H2↑0.

Концентрированная кислота реагирует:

  • со всеми металлами, кроме золота и платины, за счёт сильных окислительных свойств атома серы:

2H2S+6O4+Cu0=Cu+2SO4+S+4O2+2H2O.

В реакциях с активными металлами продуктами реакции могут быть сернистый газ, сероводород или сера.

Обрати внимание!

При низкой температуре пассивирует железо и алюминий и с ними не реагирует.

  • С твёрдыми солями других кислот:

H2SO4(к)+2NaNO3(тв)=Na2SO4+2HNO3.

  • Со многими органическими веществами (происходит обугливание сахара, бумаги, древесины и т. д., так как отнимается вода):

Серная кислота образует два ряда солей. Средние соли называются сульфатами (Na2SO4,CaSO4), а кислые — гидросульфатами (NaHSO4,Ca(HSO4)2). 

Качественной реакцией на серную кислоту и её соли является реакция с растворимыми солями бария — выпадает белый осадок сульфата бария:

Na2SO4+BaCl2=BaSO4↓+2NaCl,SO42−+Ba2+=BaSO4↓.

Серная кислота — одно из важнейших химических веществ. Она используется:

  • для получения других кислот;
  • для производства минеральных удобрений;
  • для очистки нефтепродуктов;
  • в свинцовых аккумуляторах;
  • в производстве моющих средств, красителей, лекарств.

Соли серной кислоты также находят применение. Медный купорос CuSO4⋅5H2O используется для борьбы с заболеваниями растений, гипс CaSO4⋅2H2O применяется в строительстве, сульфат бария BaSO4 — в медицине.

Источник

Оксид серы (VI)  — SO
(серный ангидрид)

Физические свойства

Бесцветная летучая маслянистая жидкость, t°пл. = 17°C; t°кип. = 66°С; на воздухе
«дымит», сильно поглощает влагу (хранят в запаянных сосудах).

SO3
+ H2O → H2SO4

SO3
хорошо растворяется в 100%-ной серной кислоте, этот раствор называется
олеумом. 

Получение

1)      2SO2
+ O2  →  2SO3
(катализатор – V2O5,
при 450˚С)

 2)    
 Fe2(SO4)3  →  Fe2O3
+ 3SO3­
(разложение при нагревании) 

Читайте также:  Параллельные стороны какие свойства

Химические свойства 

1)    
Серный ангидрид — кислотный оксид.

Взаимодействие
с водой

При растворении в воде дает сильную двухосновную
серную кислоту:

SO3
+ H2O → H2SO4

Диссоциация протекает ступенчато:

H2SO4→
H+
+
HSO4-
(первая ступень, образуется гидросульфат – ион)

HSO4-
→ H+
+
SO42-  (вторая ступень, образуется сульфат – ион)

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

Взаимодействие
со щелочами 

2NaOH
+ SO3
→ Na2SO4
+ H2O

NaOH
+ SO3
(избыток) → NaHSO4

Взаимодействие
с основными оксидами

Na2O
+ SO3 → Na2SO4

2)     SO3 — сильныйокислитель.

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.
Контактный аппарат

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 разбавленной серной кислоты

H2SO4
— сильная двухосновная кислота, водный раствор изменяет окраску индикаторов
(лакмус и универсальный индикатор краснеют)

1)
Диссоциация протекает ступенчато:

H2SO4→
H+
+
HSO4-
(первая ступень, образуется гидросульфат – ион)

HSO4-
→ H+
+
SO42-  (вторая ступень, образуется сульфат – ион)

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

2)    
Взаимодействие с металлами: 

Разбавленная серная кислота растворяет только
металлы, стоящие в ряду напряжений левее водорода:

Zn0 +
H2+1SO4(разб) → Zn+2SO4
+ H20↑ 

Zn0
+ 2H+
→ Zn2+
+ H20↑ 

3)    
Взаимодействие с основными и амфотерными  оксидами:

CuO + H2SO4
→ CuSO4 + H2O

CuO + 2H+ →
Cu2+ + H2O

4)    Взаимодействие
с основаниями:

·       
H2SO4
+ 2NaOH

Na2SO4
+ 2H2O (реакция нейтрализации)

          H+ +
OH-

H2O

Если
кислота в избытке, то образуется кислая соль:

H2SO4 + NaOH → NaНSO4 + H2O

·       
H2SO4
+ Cu(OH)2 → CuSO4 + 2H2O

          2H+ +
Cu(OH)2 → Cu2+ +
2H2O 

5)    
Обменные реакции с солями:

образование
осадка

BaCl2
+ H2SO4 → BaSO4↓ + 2HCl

Ba2+
+
SO42-
→ BaSO4↓ 

Качественная реакция
на сульфат-ион:

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

образование
газа —
 как
сильная нелетучая кислота серная вытесняет из солей другие менее сильные
кислоты, например, угольную

MgCO3
+ H2SO4 → MgSO4 + H2O + CO2↑

MgCO3
+ 2H+ → Mg2+ + H2O + CO2­↑

Серную кислоту применяют

  • в
    производстве минеральных удобрений;
  • как
    электролит в свинцовых аккумуляторах;
  • для
    получения различных минеральных кислот и солей;
  • в
    производстве химических волокон, красителей, дымообразующих веществ и
    взрывчатых веществ;
  • в
    нефтяной, металлообрабатывающей, текстильной, кожевенной и др. отраслях
    промышленности;
  • в
    пищевой промышленности — зарегистрирована в качестве пищевой добавки E513(эмульгатор);
  • в
    промышленном органическом синтезе в реакциях:
    • дегидратации
      (получение диэтилового эфира, сложных эфиров);
    • гидратации
      (получение этанола);
    • сульфирования
      (получение СМС и промежуточные продукты в производстве красителей);
    • и
      др.

Самый крупный потребитель серной кислоты —
производство минеральных удобрений. На 1 т P₂O₅ фосфорных удобрений
расходуется 2,2-3,4 т серной кислоты, а на 1 т (NH₄)₂SO₄ — 0,75 т серной
кислоты. Поэтому сернокислотные заводы стремятся строить в комплексе с заводами
по производству минеральных удобрений.

Применение солей серной кислоты

Железный купорос FеSО4•7Н2O применяли раньше
для лечения чесотки, гельминтоза и опухолей желез, в настоящее время используют
для борьбы с сельскохозяйственными вредителями.

Какие свойства проявляет сера в серной кислоте

Медный купорос CuSO4•5Н2O широко используют
в сельском хозяйстве для борьбы с вредителями растений.

Какие свойства проявляет сера в серной кислоте

«Глауберова соль» (мирабилит) Nа2SO4•10Н2O
была получена немецким химиком  И. Р. Глаубером
при действии серной кислоты на хлорид натрия, в медицине ее используют как
слабительное средство.

Какие свойства проявляет сера в серной кислоте

«Бариевая каша» BaSO4обладает способностью задерживать
рентгеновские лучи в значительно большей степени, чем ткани организма. Это
позволяет рентгенологам при заполнении «бариевой кашей» полых органов
определить в них наличие анатомических изменений.

Гипс СаSO4•2Н2O находит широкое применение в
строительном деле, в медицинской практике для накладывания гипсовых повязок,
для изготовления гипсовых скульптур.

Какие свойства проявляет сера в серной кислоте

Тренажёр №1 — Сероводород. Оксиды серы

Тренажёр №2 — Свойства разбавленной серной кислоты

Это интересно:

ГЛАУБЕР, ИОГАНН РУДОЛЬФ

ГЛАУБЕРОВА СОЛЬ

Задания для закрепления

№1. Осуществите превращения по схеме:

1) Zn →ZnSO4→Zn(OH)2 →ZnSO4 → BaSO4

2)
S →SO2 →SO3→H2SO4 →K2SO4

№2. Закончите уравнения практически осуществимых
реакций в полном и кратком ионном виде:

Na2CO3
+ H2SO4→

Cu
+ H2SO4 (раствор) →

Al(OH)3
+ H2SO4 →

MgCl2
+ H2SO4 →

№3. Запишите уравнения реакций взаимодействия
разбавленной серной кислоты с магнием, гидроксидом железа (III), оксидом
алюминия, нитратом бария и сульфитом калия в молекулярном, полном и кратком
ионном виде.

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.

Читайте также:  Какие свойства атомов элементов ослабевают в направлении слева направо по периоду

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