С какими веществами сера проявляет окислительные свойства
2. Химические свойства соединений серы с точки зрения изменения степеней окисления
В данном разделе реакции выходят за рамки ЕГЭ, но также являются полезными.
Правило 2.1. Соединения S+4 преимущественно проявляют восстановительные свойства при взаимодействии с большинством окислителей, т.е. довольно легко окисляются до S+6 :
С такими окислителями как кислород, пероксид водорода и оксиды азота:
2SO2 + O2 → 2SO3 (t, kt = V2O5)
SO2 + H2O2 → H2SO4
С солями Fe+3 и Cu+2:
SO2 + 2FeCl3 + 2H2O → 2FeCl2 + H2SO4 + 2HCl
SO2 + 2CuCl2 + 2H2O → 2CuCl + H2SO4+ 2HCl
С растворами галогенов (кроме F2):
SO2 + Cl2 + H2O → H2SO4 + 2HCl
SO2 + Br2 + H2O → H2SO4 + 2HBr
SO2 + I2 + H2O → H2SO4 + 2HI
С раствором перманганата калия в различных средах:
5SO2 + 2KMnO4 +2H2O → 2MnSO4 + K2SO4 + 2H2SO4
SO2 + 2KMnO4 + 4KOH → 2K2MnO4 +K2SO4 + 2H2O
Примеры реакций окисления сульфита натрия до сульфата различными окислителями:
Na2SO3 + Cl2 + H2O → Na2SO4 + 2HCl
Na2SO3 + H2O2 → Na2SO4 + H2O
Na2SO3 + H2SO4(к) → Na2SO4 + SO2 + H2O
5Na2SO3 + 2KMnO4 + 3H2SO4 → 5Na2SO4 + 2MnSO4 + K2SO4 + 3H2O
3Na2SO3 + 2KMnO4 + H2O → 2Na2SO4 + 2MnO2 + 2KOH
Na2SO3 + 2KMnO4 + 2KOH → Na2SO4 + 2K2MnO4 + H2O
3Na2SO3 + K2Cr2O7 + 4H2SO4 → 3Na2SO4 + Cr2(SO4)3 + K2SO4 + 4H2O
3Na2SO3 + K2Cr2O7 + 4H2O → 3Na2SO4 + 2Cr(OH)3 + 2KOH
Только очень сильными восстановителями S+4 восстанавливается до S0:
SO2 + 2H2S → 3S + 2H2O
SO2 + 2C → S + 2CO2
SO2 + 4HI → S + 2I2 + 2H2O
SO2 + 2CO → S + 2CO2 (Al2O3, 500°C)
Серная кислота (конц.)
Правило 2.2.
- При взаимодействии H2SO4(к) со слабыми восстановителями (неметаллами: S, P, C, средне- и малоактивными металлами: Fe, Cu, Ag, сложными веществами: H2S, сульфидами металлов, солями Fe2+ и т.д.) образуются SO2 и H2O.
- При взаимодействии H2SO4(к) с сильными восстановителями (активными металлами: Li-Zn, некоторыми сложными веществами: HI, KI) образуются H2S или S.
4Zn + 5H2SO4(конц.) → 4ZnSO4 + H2S + 4H2O (возможно образование SO2 и S, так как Zn — хороший восстановитель)
2Fe + 6H2SO4(конц.) → Fe2(SO4)3 + 3SO2 + 6H2O (только при нагревании)
Al, Cr, Fe пассивируются холодной концентрированной серной кислотой (т.е. покрываются оксидной пленкой, препятствующей дальнейшей реакции). Реакции идут только при нагревании.
C + H2SO4(конц.) → CO2 + 2SO2 + 2H2O (t)
S + H2SO4(конц.) → 3SO2 + 2H2O (t)
2P + 5H2SO4(конц.) → 2H3PO4 + 5SO2 + 2H2O (t)
Из галогеноводородов концентрированная серная кислота может окислить только ионы Br– и I– :
HF + H2SO4(конц.) → реакция не идет
HCl + H2SO4(конц.) → реакция не идет
2HBr + H2SO4(конц.) → Br2 + SO2 + 2H2O
8HI + H2SO4(конц.) → 4I2 + H2S + 4H2O
2CuI + 4H2SO4(конц.) → 2CuSO4 + I2 + 2SO2 + 4H2O
2CrCl2 + 4H2SO4(конц.) → Cr2(SO4)3 + SO2 + 4HCl + 2H2O
Соли меди восстанавливают кислоту до SO2, тогда как соли активных металлов до H2S:
2CuI + 4H2SO4(конц.) → 2CuSO4 + I2 + 2SO2 + 4H2O
8KI + 5H2SO4(конц.) → 4K2SO4 + 4I2 + H2S + 4H2O
Примеры реакций с солями (окисляем анион):
4H2SO4(конц., гор.) + CuS → CuSO4 + 4SO2 + 4H2O
Примеры реакций с солями (окисляем катион):
2H2SO4(к) + 2FeSO4 → Fe2(SO4)3 + SO2 + 2H2O
4H2SO4 + 2CrCl2 → Cr2(SO4)3 + SO2 + 4HCl + 2H2O
Правило 2.3. Окисление соединений S–2 до S+6 происходит под действием следующих окислителей: H2O2, Cl2(водн.), HNO3(конц.):
H2S + Cl2 + 4H2O → H2SO4 + 8HCl
PbS + 4H2O2 → PbSO4 + 4H2O (черный сульфид свинца превращается в белый сульфат)
H2S + 8HNO3(конц.) → H2SO4 + 8NO2 + 4H2O (образование S будет считаться ошибкой!)
CuS + 8HNO3(конц., гор.) → CuSO4 + 8NO2 + 4H2O
Na2S + 8HNO3(конц, гор.) → Na2SO4 + 8NO2 + 4H2O
С H2SO4(к) при нагревании сероводород и сульфиды реагируют с образованием SO2, аналогично реакции кислоты с серой:
S + H2SO4(конц.) → 3SO2 + 2H2O (t)
H2S + 3H2SO4(конц.) → 4SO2 + 4H2O (t)
CuS + 4H2SO4(конц., гор.) → CuSO4 + 4SO2 + 4H2O
K2S + 4H2SO4(конц.) → K2SO4 + 4SO2 + 4H2O
В этой реакции сульфид-ион окисляется до SO2: S–2 -6e → S+4.
Часть сульфат-ионов восстанавливается также до SO2 и часть остается для образования соли K2SO4.
Без нагревания возможна реакция:
K2S + 2H2SO4 → S
+ SO2 + K2SO4 + 2H2O
Источник: лекция на youtube.com от разработчиков экзамена «Методические рекомендации по подготовке ЕГЭ по химии», время 49:52.
Правило 2.4. Сера в степени окисления -2 может быть окислена до простого вещества галогенами (Cl2, Br2, I2) или солями Fe+3, Mn+7 и Cr+6 :
1. Реакции с Cl2, Br2 и I2:
H2S + Cl2 (газ) → S + 2HCl
H2S + Br2 → S + 2HBr
H2S + I2 → S + 2HI
2. Реакции с солями Fe+3, Mn+7 и Cr+6:
3H2S + 2FeCl3 → S + 2FeCl2 + 2HCl
5H2S + 2KMnO4 + 3H2SO4 → 5S + 2MnSO4 + K2SO4 + 8H2O
3H2S + 2KMnO4 → 3S + 2MnO2 + 2KOH + 2H2O
3H2S + 2KMnO4 + 2CO2 → 3S + 2MnO2 + 2KHCO3 + 2H2O
3H2S + K2Cr2O7 + 4H2SO4 → 3S + Cr2(SO4)3 + K2SO4 + 7H2O
3H2S + 2K2CrO4 + 2H2O → 3S + 2Cr(OH)3 + 4KOH
3H2S + 2HMnO → 3S + 2MnO2+ 4H2O
3K2S + 2KMnO4 + 4H2O → 3S + 2MnO2 + 8KOH
3H2S + Na2Cr2O7 + 4H2SO4 → 3S + Cr2(SO4)3 + Na2SO4 + 7H2O
3Na2S + K2Cr2O7 + 7H2SO4 → 3S + Cr2(SO4)3 + K2SO4 + 3Na2SO4 + 7H2O
3(NH4)2S + K2Cr2O7 + 7H2SO4 → 3S + Cr2(SO4)3 + K2SO4 + 3(NH4)2SO4 + 7H2O.
Согласно разработчикам экзамена (Вебинар «Методические рекомендации по подготовке к ЕГЭ по химии от разработчиков«, время 33:41, ссылка естьв разделе «О проекте»), окисление сульфид-ионов протекает с образованием S0, но образование сульфат-иона (в реакциях с такими сильными окислителями, как KMnO4, K2Cr2O7) также будет засчитано как правильный ответ.
Текущая версия страницы пока не проверялась опытными участниками и может значительно отличаться от версии, проверенной 6 марта 2020;
проверки требуют 5 правок.
У этого термина существуют и другие значения, см. Оксид серы.
Пространственная модель молекулы γ-SO3
Окси́д се́ры (VI) (се́рный ангидри́д, трёхо́кись се́ры, се́рный га́з) SO3 — высший оксид серы. Ангидрид серной кислоты. В обычных условиях легколетучая бесцветная жидкость с удушающим запахом. Весьма токсичен. При температурах ниже 16,9 °C застывает с образованием смеси различных кристаллических модификаций твёрдого SO3.
Получение[править | править код]
Получают, окисляя оксид серы (IV) кислородом воздуха при нагревании, в присутствии катализатора (V2O5, Pt, NaVO3, оксид железа(III) Fe2O3, NO2):
Можно получить термическим разложением сульфатов:
или взаимодействием SO2 с озоном:
Физические свойства[править | править код]
Оксид серы(VI) — в обычных условиях легколетучая бесцветная жидкость с удушающим запахом.
Находящиеся в газовой фазе молекулы SO3 имеют плоское тригональное строение с симметрией D3h (угол OSO = 120°, d(S-O) = 141 пм). При переходе в жидкое и кристаллическое состояния образуются циклический тример и зигзагообразные цепи. Тип химической связи в молекуле: ковалентная полярная химическая связь.
Твёрдый SO3 существует в α-, β-, γ- и δ-формах, с температурами плавления соответственно 16,8, 32,5, 62,3 и 95 °C и различающихся по форме кристаллов и степени полимеризации SO3. α-Форма SO3 состоит преимущественно из молекул триме́ра. Другие кристаллические формы серного ангидрида состоят из зигзагообразных цепей: изолированных у β-SO3, соединенных в плоские сетки у γ-SO3 или в пространственные структуры у δ-SO3. При охлаждении из пара сначала образуется бесцветная, похожая на лёд, неустойчивая α-форма, которая постепенно переходит в присутствии влаги в устойчивую β-форму — белые «шёлковистые» кристаллы, похожие на асбест. Обратный переход β-формы в α-форму возможен только через газообразное состояние SO3. Обе модификации на воздухе «дымят» (образуются капельки H2SO4) вследствие высокой гигроскопичности SO3.
Взаимный переход в другие модификации протекает очень медленно. Разнообразие форм триоксида серы связано со способностью молекул SO3 полимеризоваться благодаря образованию донорно-акцепторных связей. Полимерные структуры SO3 легко переходят друг в друга, и твердый SO3 обычно состоит из смеси различных форм, относительное содержание которых зависит от условий получения серного ангидрида.
Химические свойства[править | править код]
SO3 — типичный кислотный оксид, ангидрид серной кислоты. Его химическая активность достаточно велика.
При взаимодействии с водой образует серную кислоту:
Однако в данной реакции серная кислота образуется в виде аэрозоля, и поэтому в промышленности оксид серы(VI) растворяют в серной кислоте с образованием олеума, который далее растворяют в воде до образования серной кислоты нужной концентрации.
Взаимодействует с основаниями:
и оксидами:
SO3 характеризуется сильными окислительными свойствами, обычно восстанавливается до диоксида серы:
При взаимодействии с хлороводородом образуется хлорсульфоновая кислота, образуя тионилхлорид:
Применение[править | править код]
Серный ангидрид в основном используют в производстве серной кислоты и в металлургии.
Физиологическое действие[править | править код]
Триоксид серы — токсичное вещество, которое поражает слизистые оболочки и дыхательные пути, разрушает органические соединения. Хранится в запаянных стеклянных сосудах.
Литература[править | править код]
- Ахметов Н. С. «Общая и неорганическая химия» М.: Высшая школа, 2001
- Карапетьянц М. Х., Дракин С. И. «Общая и неорганическая химия» М.: Химия 1994