Лекция 2 Кислород и сера.

План.

Общая характеристика подгруппы. Кислород как химический элемент.
Кислород как простое вещество.
Озон.
Сера как химический элемент.
Сера как простое вещество.
Соединения серы с отрицательной степенью окисления.
Оксиды серы.
Серная кислота и ее соли.

Главную подгруппу 6 группы составляют кислород, сера, селен, теллур и полоний. Все эти элементы (их иногда называют халькогены) имеют на внешнем валентном слое конфигурацию типа s²p⁴, т.е. близкую к завершению. Это обуславливает окислительные способности этих элементов. Следует отметить, что их ЭО при переходе от кислорода к теллуру резко снижается, т.к. появление новых электронных слоев ведет к увеличению радиуса атомов. Наибольшей окислительной способностью обладают типичные неметаллы — кислород и сера.

Кислород как химический элемент. Кислород или Оксиген №8. 2 период, 6 группа, главная подгруппа.

Состав атома:8р, 8е^—, 8n.

Схема строения: заряд ядра 8, два электронных слоя (2 е^—, 6 е^—)

Электронная и графическая формулы: 1s²2s²2p⁴

Типичный неметалл, сильный окислитель. Практически единственная степени окисления: -2.

Практически единственная валентность: II.

Лекция 2 Кислород и сера. Самый распространенный элемент на Земле. На его долю приходится почти половина массы земной коры и около 90% массы мирового океана. Встречается в свободном состоянии в виде двух аллотропных модификаций: кислород О₂ и озон О₃. Эти газы входят в состав атмосферы, кислород в нем составляет около 21% по объему, озон – доли процента. Входит в состав неорганических соединений оксидов и гидроксидов, а также в состав многих солей. Содержится в важнейших органических соединениях: спиртах, альдегидах, кислотах и сложных эфирах. Является органогеном, входит в состав белков, жиров и углеводов, нуклеотидов и т.д.

2. Физические свойства кислорода. При н.у. это бесцветный газ, не имеющий запаха. Температура кипения кислорода (-183^оС). Немного тяжелее воздуха, немного растворим в воде (в 100 объемах воды — около 5 объемов кислорода при 0^оС). Жидкий кислород притягивается магнитом.

Химические свойства кислорода. Кислород во всех химических реакциях проявляет сильные окислительные свойства. Его бинарные соединения с элементами называются оксидами. Кислород образует оксиды со всеми элементами, кроме гелия, неона и аргона. Оксиды образуются при окислении простых веществ (непосредственно не взаимодействуют с кислородом только галогены, золото и платина), при окислении сложных веществ. Реакции взаимодействия веществ с кислородом часто сопровождаются выделением тепла и света и поэтому их называют горением. При горении веществ на воздухе выделяется такое же тепла, но часть его тратится на нагревание азота, входящего в состав воздуха, поэтому температура пламени значительно снижается. Оксиды могут образовываться и при разложении сложных веществ (гидроксидов и солей), эти реакции, наоборот, обычно идут с поглощением энергии.

P⁰ O₂⁰ => P₂⁵ O₅^-2

S O₂=> SO₂

Mg O₂=> MgO

Fe O₂=> Fe₂O₃

CH₄ O₂=> CO₂ H₂O

ZnS O₂=> ZnO SO₂

Cu(OH)₂ => CuO H₂O

CaCO₃ => CaO CO₂

Роль в природе: процессы дыхания, гниения по химической сути являются процессами окисления сложных органических веществ.

Применение: Как сырье для получения различных соединений; для интенсификации процессов в химической и металлургической промышленности; для получения высоких температур (сварка и резка металла, ракетное топливо); жидкий кислород в смеси с опилками или другими горючими веществами используют как ВВ; газообразный кислород используют в медицине для лечения различных заболеваний (оксигенотерапия).

3. Озон. При н.у. это газ, обладающий характерным запахом. Температура кипения озона (-112^оС). Он тяжелее воздуха, растворим в воде (в 100 объемах воды — около 50 объемов озона при 0^оС). Лекция 2 Кислород и сера.

Озон образуется из кислорода при пропускании через него электрического разряда или жесткого УФ излучения.

О₂=> O₃

Обратная реакция – распад озона – протекает самопроизвольно, т.е. озон неустойчивое соединение. Озон – один из сильнейших окислителей, при его взаимодействии с веществами тоже образуются оксиды, но реакции протекают более энергично, чем с кислородом. Как сильный окислитель озон убивает бактерии и применяется для обеззараживания воды и помещений. Озон ядовит, ПДК в воздухе 10^-5% , при этой концентрации хорошо ощущается его запах. В верхних слоях атмосферы концентрация озона обычно лежит в пределах 10^-7-10^-6.

Оксиды- один из важнейших классов неорганических веществ. Они делятся на основные, кислотные и амфотерные оксиды. Все они образуют гидроксиды и соответствующие соли. Кислород входит также в состав большого количества органических соединений.

Роль кислорода в организме и использование кислорода и озона в медицине. Содержание кислорода в организме 62,43%. Взрослый человек потребляет 264 см³ кислорода в мин. Оксиген имеет исключительное биологической значение, от него зависят важнейшие биохимические процессы, он участвует во всех видах обмена веществ. Наиболее известный физиологический процесс с участием кислорода – дыхание. Этот сложный физиологический процесс включает в себя не только процесс газообмена в легких, но и транспорт кислорода с током крови от легких к клеткам. Именно там в митохондриях происходит процесс тканевого дыхания, т.е. процесс окисления органических веществ. Продукты окисления (СО₂) кровь уносит к легким. А энергия, которая выделяется в процессе реакции окисления тратится на образование молекул АТФ. При гидролизе АТФ энергия снова выделяется и расходуется на нужды организма. Т.е. с участием кислорода проходят все окислительные реакции в организме, за счет энергии этих реакций протекают все физиологические процессы. С кислородом связаны также фагоцитарные функции организма. Вспомните особенности строения атома кислорода. У него ярко выраженные неметаллические, окислительные свойства. В медицинской практике используются не только множество соединений кислорода (оксидов, гидроксидов, кислот, солей, органических и неорганических соединений) но и простые вещества – кислород и озон. Оксигенотерапия – кислородом лечат гельминтозы, сердечно-сосудистые и инфекционные заболевания, он стимулирует работу нервной системы, обладает снотворным действием и т.д. Оксигенотерапия лежит в основе климатолечения. Оксигенобаротерапия – метод лечения, в котором используется дыхание воздушной смесью с повышенным содержанием кислорода, в специальных герметичных помещениях барокамерах. В озонотерапии используют озон. Это сильнейший окислитель, в больших количествах он ядовит. Образуется из кислорода при электрическом разряде, под действием УФ. Озон обладает бактерицидным, дезодорирующим действием; используется для обработки питьевой воды, помещений, белья; в смеси с кислородом используется для лечения различных заболеваний.

4.Сера как химический элемент. Сульфур №16. 3 период,6 группа, главная подгруппа.

Состав атома: 16р, 16е^—, 16n.

Схема строения: заряд ядра 16, три электронных слоя (2 е^—, 8 е^—, 6 е^—)

Электронная и графическая формулы:

Лекция 2 Кислород и сера. Типичный неметалл. Характерные степени окисления: 6 и -2, возможна 4.

Возможные валентности: II, IV, VI.

Лекция 2 Кислород и сера. Широко распространен в природе, содержание в земной коре 0,1%. Встречается в свободном состоянии (самородная сера) и в виде соединений. Например: сульфидов (железный колчедан FeS₂, свинцовый блеск PbS) и сульфатов (гипс CaSO₄∙2H₂O, глауберова соль Na₂SO₄∙10H₂O).Органоген, входит в состав белка

5. Сера как простое вещество. Для серы характерна аллотропия. Три модификации. Сера ромбическая: твердое вещество желтого цвета, молекулярная кристаллическая решетка, S_8, плавится при 112,8^оС, плотность 2,07 г/см³. Нерастворима в воде, не смачивается. Растворяется в бензоле. Сера моноклинная: твердое вещество темно-желтого цвета, молекулярная кристаллическая решетка, S_8,плавится при 119,3^оС, плотность 1,96г/см³ . При н.у. неустойчива, превращается в ромбическую. Сера пластическая: резиноподобная коричневая масса, аморфное строение, S_∞.При н.у. неустойчива, превращается в ромбическую.

Лекция 2 Кислород и сера. Химические свойства: типичный неметалл, может быть и окислителем и восстановителем.

Как окислитель взаимодействует с металлами и водородом:

Al S→ Al₂S₃

Na S → Na₂S

H₂ S → H₂S

Как восстановитель – с активными неметаллами:

S O₂ →SO₂

Лекция 2 Кислород и сера.

Получение:

1). Самородная сера. Перегретым водяным паром обрабатывают породу.

2). Разложение пирита без доступа воздуха: FeS₂ → FeS S

3). Неполное сгорание сероводорода: H₂S O₂→ S H₂O

Применение:

1). Получение серной кислоты и сульфатов.

2). Получение сульфитов.

3). Производство красителей, резины, черного пороха, спичек, лекарств.

Сера в организме человека и ее использование в медицине.

Содержание в организме 0,16%, суточная потребность 4-5 грамм. Больше всего серы содержится в кератине волос, костях, нервной ткани; входит в состав белков (аминокислоты цистеин и метионин), гормонов, витаминов. В организме серная кислота, образующаяся в процессе метаболизма, обезвреживает ядовитые продукты метаболизма (фенол, скатол, крезол) и чужеродные токсины (тяжелые металлы). Простое вещество сера оказывает противомикробное и противопаразитарное действие, серные мази и суспензии используют для лечения кожных заболеваний, гельминтозов. 1% раствор серы в персиковом масле (сульфозин) используют при лечении шизофрении и алкоголизма. Тиосульфат натрия обладает противовоспалительным и противоаллергическим действием.

Дата добавления: 2022-02-09; просмотров: 82; Нарушение авторских прав

Лекция 2 Кислород и сера. H₂S — сероводород, бесцветный газ с характерным запахом гниющего белка. Кристаллизуется при -85,7^оС, кипит при -60,8^оС. Немного тяжелее воздуха, при н.у. в 1л воды растворяется 2,5 л сероводорода.

Восстановитель, окисляется кислородом воздуха (горение)

H₂S O₂ →SO₂ H₂O, при недостатке кислорода или низкой температуре H₂S O₂ →S H₂O

Водный раствор называют сероводородной водой, на воздухе, на свету она становится мутной (опалесцирует) в результате образования коллоидного раствора серы в воде (см. предыдущую реакцию). Кроме того раствор сероводорода обладает свойствами кислоты, поэтому его называют сероводородной кислотой, это слабая кислота. Образуется при гниении белков, встречается в водах минеральных источников и вулканических газах. Такие источники могут быть причиной гибели человека ( Сероводород очень ядовит!), но могут использоваться и для лечения желудка, почек, кожи. Соли сероводородной кислоты называют сульфидами. Большинство из них нерастворимо в воде. В природе эти соли образуют минералы, которые используют как руды цветных металлов: ZnS, CuS, PbS…Многие сульфиды имеют переменный состав. В легкой промышленности используют сульфиды натрия и кальция для очистка кожи от шерсти. Сульфиды щелочноземельных металлов служат основой люминофоров. А в лабораториях реакции образования сульфидов используют для определения многих металлов, т.к. эти соли имеют характерный цвет.

Лекция 2 Кислород и сера.

Дата добавления: 2022-02-09; просмотров: 17; Нарушение авторских прав

Лекция 2 Кислород и сера. SO₂ — оксид серы (IV), сернистый газ. Бесцветный газ с резким запахом, на воздухе не горит, легко растворяется в воде, ядовит.

Химические свойства: кислотный оксид, характерны восстановительные свойства.

Как восстановитель:

SO₂ O₂ Лекция 2 Кислород и сера. SO₃, катализатор V₂O₅

Как кислотный оксид сернистый газ взаимодействует со щелочами:

SO₂ NaОН →NaНSO₃и Na₂SO₃ H₂O (соли гидросульфиты и сульфиты).

С водою образуется сернистая (сульфитная) кислота.

SO₂ H₂O ↔ H₂ SO₃ Это слабый электролит. Нестойкая, существует только в водных растворах, легко окисляется кислородом воздуха до серной кислоты: H₂ SO₃ O₂ → H₂ SO₄.

Лекция 2 Кислород и сера. Обесцвечивает органические красители.

Получение:

1). Горение серы: S O₂ →SO₂

2). Обжиг сульфидов: ZnS O₂ → ZnO SO₂ и т.д.

Большое количество сернистого газа образуется при горении органических соединений (каменный уголь).

Применение:

1). Производство серной кислоты.

2). Производство сульфитов и гидросульфитов.

3). В с/х для уничтожения насекомых и микроорганизмов.

4). В текстильной промышленности для отбеливания тканей, соломки и т.д.

5). При консервировании фруктов и ягод.

Лекция 2 Кислород и сера. SO₃– оксид серы (VI), серный ангидрид. Молекула существует только в парах, при понижении температуры полимеризуется. При н.у. это бесцветная жидкость, летучая, «дымит» на воздухе, кристаллизуется при 17^оС, кипит при 66^оС. Легко растворяется в воде, токсичен.

Про кислород: Химические свойства переходных металлов (меди, цинка, хрома, железа).

Химические свойства: сильный окислитель, кислотный оксид.

Как кислотный оксид:

SO₃ H₂O →H₂ SO₄ Q, взаимодействует с водой, образуя серную кислоту, при этом выделяется большое количества тепла.

SO₃ NaОН →NaНSO₄и Na₂SO₄ H₂O, т.е. образует гидросульфаты и сульфаты

Получение: в промышленности SO₂ O₂ Лекция 2 Кислород и сера. SO₃, катализатор V₂O₅

Применение: как промежуточный продукт при производстве серной кислоты, в лаборатории как сильное водопоглощающее средство.

Дата добавления: 2022-02-09; просмотров: 13; Нарушение авторских прав

Лекция 2 Кислород и сера. H₂ SO₄ –ббесцветная маслянистая жидкость, плотность 98% раствора 1,84 г/см,^— нелетучая и запаха не имеет. Чрезвычайно гигроскопична, легко поглощает воду. При растворении выделяется большое количество тепла.

Химические свойства: 1. Сильная кислота, распадается на ионы по двум ступеням практически на 100%, образует два ряда солей.

H₂SO₄ ↔ H HSO₄^— — гидросульфат –ион

HSO₄^— ↔ H SO₄^2- — сульфат- ион

Разбавленная кислота H₂ SO₄ обладает всеми общими свойствами кислот: изменяет окраску растворов индикаторов); взаимодействует с основаниями, основными оксидами и солями (реакции ионного обмена, не ОВР!):

H₂SO₄ 2 KOH → K₂SO₄ 2H₂O;

2H SO₄^2- 2K 2OH^—= 2K SO₄^2- 2H₂O; H OH^—= H₂O

H₂SO₄ KOH → KНSO₄ H₂O

3H₂SO₄ Al₂O₃ → Al₂(SO₄)₃ 3H₂O;

2H 3SO₄^2- Al₂O₃ → 2Al³ 3SO₄^2- H₂O ; 2H Al₂O₃ → 2Al³ H₂O

H₂SO₄ Na₂CO₃→ Na₂SO₄ H₂CO₃ → Na₂SO₄ H₂O CO₂↑;

2H SO₄^2- 2Na CO₃→ 2Na SO₄^2- H₂O CO₂↑; 2H CO₃→ H₂O CO₂↑;

Во всех этих реакциях главную роль играют ионы водорода, а SO₄^2- просто присутствует в растворе. Специфической реакцией иона SO₄^2- (т.е. серной кислоты и всех ее солей) является реакция с солями бария.

H₂SO₄ BaCl₂ → 2HCl BaSO₄↓

2H SO₄^2- Ba² 2Cl^— → 2H 2Cl^— BaSO₄↓

SO₄^2- Ba² → BaSO₄↓

Na₂SO₄ Ba(NO₃)₂ → 2NaNO₃ BaSO₄↓

2Na SO₄^2- Ba² 2NO₃^— → 2Na 2NO₃^— BaSO₄↓

SO₄^2- Ba² → BaSO₄↓

Эту реакцию называют «качественной реакцией» на серную кислоту и ее соли, потому что в ней образуется характерный мелкокристаллический белый осадок BaSO₄. Реакцию используют в лабораторной практике для определения наличия в растворе иона SO₄^2-.

При взаимодействии с металлами серная кислота может вести себя по-разному, в зависимости от концентрации и активности металла.

В разбавленной H₂SO₄ окислителем является ион Н, поэтому разбавленная серная кислота взаимодействует только с металлами стоящими в ряду напряжений до водорода, причем, одним из продуктов реакции будет газ водород.

H₂SO_4(разб.) Zn → H₂ ↑ ZnSO₄

Zn⁰ – 2e^— → Zn² H e^— → H⁰

Но если мы возьмем концентрированную кислоту, то в роли окислителя выступит S⁶ , и вместо водорода мы получим продукт ее восстановления – какое-то соединение серы. Какое? Это зависит от активности металла, температуры, концентрации кислоты. Обычно образуется смесь таких веществ. Но, упрощая, можно считать, что чем активнее металл, тем более глубоко идет процесс восстановления, и степень окисления серы в продукте реакции будет ниже. Следует также отметить, что с концентрированной H₂SO₄взаимодействуют все металлы, кроме золота и платины, но на холоду железо, алюминий и хром пассивируются (не реагируют из-за образования прочной пленки на поверхности металла), а некоторые металлы не реагируют и с разбавленной серной кислотой (если при этом образуется нерастворимая соль).

H₂SO₄₍_конц_.) Zn → ZnSO₄ H₂О S Zn⁰ – 2e^— → Zn²S⁶ 6e^— → S⁰

H₂SO₄₍_конц_.) Cu → ZnSO₄ H₂О SO₂Cu⁰ – 2e^— → Cu²S⁶ 2e^— → S⁴

H₂SO_4(конц.) Ca → CaSO₄ H₂О CaS Ca⁰ – 2e^— → Ca²S⁶ 8e^— → S^-2

H₂SO_4(конц.)– сильный окислитель, и может окислять не только металлы, но и неметаллы и даже их соединения, обугливает органические вещества (т.к. забирает воду, например, у углеводов)

H₂SO₄₍_конц_.) C → СО₂↑ H₂О SO₂↑

C⁰ – 4e^— → C⁴S⁶ 2e^— → S⁴

Лекция 2 Кислород и сера. Получение серной кислоты. В промышленности процесс получения серной кислоты обычно включает в себя три стадии. Сырьем является FeS₂ (пирит, железный колчедан).

1) обжиг колчедана (принцип теплообмена, в «кипящем слое», воздух обогащен кислородом):

FeS₂ O₂ → Fe₂O₃ SO₂ 13746кДж

2) каталитическое окисление сернистого газа (450⁰С, катализатор V₂O₅оксид ванадия (V), принцип противотока):

SO₂ O₂ ↔ SO₃ 197,9кДж

Лекция 2 Кислород и сера. 3) гидратация оксида серы (VI) (принцип противотока, принцип теплообмена, орошение концентрированной серной кислотой)

SO₃ H₂O →H₂ SO₄ 130,6 кДж

Конечным продуктом является «олеум» — раствор SO₃в концентрированной H₂ SO₄.

В производстве серной кислоты часто используют сернистый газ, получаемый при обжиге цветных руд, горении топлива или свободной серы. Т.е. первая стадия может быть немного другой, а вот две последние – всегда одинаковы.

Применение. Серная кислота – «хлеб» химической промышленности.

Лекция 2 Кислород и сера. 1) получение сульфатов, которые широко используются в народном хозяйстве, например:

— K₂SO₄ и (NH₄)₂ SO₄— сульфаты калия и аммония, в с/х как минеральные удобрения

— CuSO₄∙5H₂O – медный купорос, в с/х как средство борьбы с болезнями растений, в легкой промышленности как краситель, в строительстве как противогрибковое средство, в гальванопластике (покрытие слоем меди)

FeSO₄∙ 7H₂O – железный купорос, в с/х средство борьбы с вредителями растений, в легкой промышленности при крашении тканей.

CaSO₄∙ 2H₂O – минерал гипс, в строительстве используют «жженый гипс» 2CaSO₄∙ H₂O под названием «алебастр» в состав шпаклевок, в медицине — слепки, шины, в художественно- прикладном творчестве.

Na₂SO₄∙ 10H₂O – глауберова соль, в медицине как слабительное, в производстве стекла

BaSO₄–в медицине_,(рентген желудка), в производстве бумаги, резины как наполнитель

2) в цветной металлургии (гидрометаллургия, получение меди, никеля и т.д.) и обработке металлов (печатные платы, гальваника, аккумуляторы и т.д.)

3) неорганический синтез (производство минеральных удобрений, пигментов, кислот…) и органический синтез (производство красителей, ВВ, полимеров…)

4) производство бумаги

5) производство соды (стекло, СМС)

Соли серной кислоты не обладают окислительными свойствами, вступают в обычные реакции ионного обмена.

Дата добавления: 2022-02-09; просмотров: 38; Нарушение авторских прав

Оксид серы (iv)

Оксид серы (IV) – это кислотный оксид. Бесцветный газ с резким запахом, хорошо растворимый в воде.

Cпособы получения оксида серы (IV):

1.Сжигание серы на воздухе:

S O2 → SO2

2.Горение сульфидов и сероводорода:

2H2S 3O2 → 2SO2 2H2O

2CuS 3O2 → 2SO2 2CuO

3. Взаимодействие сульфитов с более сильными кислотами:

Например, сульфит натрия взаимодействует с серной кислотой:

Na2SO3 H2SO4 → Na2SO4 SO2 H2O

4.Обработка концентрированной серной кислотой неактивных металлов.

Например, взаимодействие меди с концентрированной серной кислотой:

Cu 2H2SO4 → CuSO4 SO2 2H2O

Химические свойства оксида серы (IV):

Оксид серы (IV) – это типичный кислотныйоксид. За счет серы в степени окисления 4 проявляет свойства окислителяи восстановителя.

1. Как кислотный оксид, сернистый газ реагирует с щелочамии оксидами щелочных и щелочноземельных металлов.

Например, оксид серы (IV) реагирует с гидроксидом натрия. При этом образуется либо кислая соль (при избытке сернистого газа), либо средняя соль (при избытке щелочи):

SO2 2NaOH(изб) → Na2SO3 H2O

SO2(изб) NaOH → NaHSO3

Еще пример: оксид серы (IV) реагирует с основным оксидом натрия:

SO2 Na2O → Na2SO3

2. При взаимодействии с водой SO2 образует сернистую кислоту. Реакция обратимая, т.к. сернистая кислота в водном растворе в значительной степени распадается на оксид и воду.

SO2 H2O ↔ H2SO3

3. Наиболее ярко выражены восстановительные свойства SO2. При взаимодействии с окислителями степень окисления серы повышается.

Например, оксид серы окисляется кислородом на катализаторе в жестких условиях. Реакция также сильно обратимая:

2SO2 O2 ↔ 2SO3

Сернистый ангидрид обесцвечивает бромную воду:

SO2 Br2 2H2O → H2SO4 2HBr

Азотная кислота очень легко окисляет сернистый газ:

SO2 2HNO3 → H2SO4 2NO2

Озон также окисляет оксид серы (IV):

SO2 O3 → SO3 O2

Качественная реакция на сернистый газ и на сульфит-ион – обесцвечивание раствора перманганата калия:

5SO2 2H2O 2KMnO4 → 2H2SO4 2MnSO4 K2SO4

Оксид свинца (IV) также окисляет сернистый газ:

SO2 PbO2 → PbSO4

4. В присутствии сильных восстановителей SO2 способен проявлять окислительные свойства.

Например, при взаимодействии с сероводородом сернистый газ восстанавливается до молекулярной серы:

SO2 2Н2S → 3S 2H2O

Оксид серы (IV) окисляет угарный газ и углерод:

SO2 2CO → 2СО2 S

SO2 С → S СO2

Оксид серы (vi)

Оксид серы (VI) – это кислотный оксид. При обычных условиях – бесцветная ядовитая жидкость. На воздухе «дымит», сильно поглощает влагу.

Способы получения. Оксид серы (VI) получают каталитическим окислением оксида серы (IV) кислородом.

2SO2 O2 ↔ 2SO3

Сернистый газ окисляют и другие окислители, например, озон или оксид азота (IV):

SO2 O3 → SO3 O2

SO2 NO2 → SO3 NO

Еще один способ получения оксида серы (VI) – разложение сульфата железа (III):

Fe2(SO4)3 → Fe2O3 3SO3

Химические свойства оксида серы (VI)

1. Оксид серы (VI) активно поглощает влагу и реагирует с водой с образованием серной кислоты:

SO3 H2O → H2SO4

2. Серный ангидрид является типичным кислотным оксидом, взаимодействует с щелочами и основными оксидами.

Например, оксид серы (VI) взаимодействует с гидроксидом натрия. При этом образуются средние или кислые соли:

SO3 2NaOH(избыток) → Na2SO4 H2O

SO3(избыток) NaOH → NaHSO4

Еще пример: оксид серы (VI) взаимодействует с оксидом оксидом (при сплавлении):

SO3 MgO → MgSO4

3. Серный ангидрид – очень сильный окислитель, так как сера в нем имеет максимальную степень окисления ( 6). Он энергично взаимодействует с такими восстановителями, как иодид калия, сероводород или фосфор:

SO3 2KI → I2 K2SO3

3SO3 H2S → 4SO2 H2O

5SO3 2P → P2O5 5SO2

4. Растворяется в концентрированной серной кислоте, образуя олеум – раствор SO3 в H2SO4.

Оксиды серы

Оксиды серы	Цвет	Фаза	Характер оксида
SO₂ Оксид сера (IV), сернистый газ	бесцветный	газ	кислотный
SO₃Оксид серы (VI), серный ангидрид	бесцветный	жидкость	кислотный

Положение в периодической системе химических элементов

Сера расположена в главной подгруппе VI группы (или в 15 группе в современной форме ПСХЭ) и в третьем периоде периодической системы химических элементов Д.И. Менделеева.

Сера и кислород по строению атома сходны

да, 8 О2 е6 е

16Sе8 е6 е

уних одинаковое количество валентных электронов, одинаковое количество энергетических уровней

Сера и кислород по строению атома сходны: а) зарядом ядра б) кол-вом заполненных энергетических уравнений в) кол-вом электронов на внешнем энергетическом уровне г) не завершенностью внешнего энергетического уровня

Сера и кислород по строению атома сходны:

а) зарядом ядра

б) кол-вом заполненных энергетических уравнений

в) кол-вом электронов на внешнем энергетическом уровне

г) не завершенностью внешнего энергетического уровня

Сернистая кислота

Сернистая кислота H2SO3 – это двухосновная кислородсодержащая кислота. При нормальных условиях — неустойчивое вещество, которое распадается на диоксид серы и воду.

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

Про кислород: От чего зависит выбор кислородного концентратора для дома

Соединения серы

Типичные соединения серы:

Степень окисления	Типичные соединения
6	Оксид серы(VI) SO₃ Серная кислота H₂SO₄ Сульфаты MeSO₄ Галогенангидриды: SО₂Cl₂
4	Оксид серы (IV) SO₂ Сернистая кислота H₂SO₃ Сульфиты MeSO₃ Гидросульфиты MeHSO₃ Галогенангидриды: SOCl₂
–2	Сероводород H₂S Сульфиды металлов MeS

Соли серной кислоты – сульфаты

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

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

BaCl2 Na2SO4 → BaSO4↓ 2NaCl

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

2. Сульфаты таких металлов, как медь Cu, алюминий Al, цинк Zn, хром Cr, железо (II) Fe подвергаются термическому разложению на оксид металла, диоксид серы SO2 и кислород O2;

2CuSO4 → 2CuO SO2 O2 (SO3)

2Al2(SO4)3 → 2Al2O3 6SO2 3O2

2ZnSO4 → 2ZnO SO2 O2

2Cr2(SO4)3 → 2Cr2O3 6SO2 3O2

При разложении сульфата железа (II) в FeSO4 Fe (II) окисляется до Fe (III)

4FeSO4 → 2Fe2O3 4SO2 O2

Сульфаты самых тяжелых металлов разлагаются до металла.

3. За счет серы со степенью окисления 6 сульфаты проявляют окислительныесвойстваи могут взаимодействовать с восстановителями.

Например, сульфат кальция при сплавлении реагирует с углеродом с образованием сульфида кальция и угарного газа:

CaSO4 4C → CaS 4CO

4.Многие средние сульфаты образуют устойчивые кристаллогидраты:

Na2SO4 ∙ 10H2O − глауберова соль

CaSO4 ∙ 2H2O − гипс

CuSO4 ∙ 5H2O − медный купорос

FeSO4 ∙ 7H2O − железный купорос

ZnSO4 ∙ 7H2O − цинковый купорос

Способы получения

1. Серную кислоту в промышленностипроизводят 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):

Аппарат	Назначение и уравненяи реакций
Печь для обжига	4FeS₂ 11O₂ → 2Fe₂O₃ 8SO₂ Q Измельченный очищенный пирит сверху засыпают в печь для обжига в «кипящем слое». Снизу (принцип противотока) пропускают воздух, обогащенный кислородом, для более полного обжига пирита. Температура в печи для обжига достигает 800^оС
Циклон	Из печи выходит печной газ, который состоит из SO₂, кислорода, паров воды и мельчайших частиц оксида железа. Такой печной газ очищают от примесей. Очистку печного газа проводят в два этапа. Первый этап — очистка газа в циклоне. При этом за счет центробежной силы твердые частички ссыпаются вниз.
Электрофильтр	Второй этап очистки газа проводится в электрофильтрах. При этом используется электростатическое притяжение, частицы огарка прилипают к наэлектризованным пластинам электрофильтра).
Сушильная башня	Осушку печного газа проводят в сушильной башне – снизу вверх поднимается печной газ, а сверху вниз льется концентрированная серная кислота.
Теплообменник	Очищенный обжиговый газ перед поступлением в контактный аппарат нагревают за счет теплоты газов, выходящих из контактного аппарата.
Контактный аппарат	2SO₂ O₂ ↔ 2SO₃ Q 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^оС. 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. Как только смесь оксида серы и кислорода достигнет слоев катализатора, начинается процесс окисления SO₂ в SO₃. Образовавшийся оксид серы SO₃ выходит из контактного аппарата и через теплообменник попадает в поглотительную башню.
Поглотительная башня	Получение H₂SO₄ протекает в поглотительной башне. 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. nSO₃ H₂SO₄ → H₂SO₄·nSO₃ Образовавшийся олеум сливают в металлические резервуары и отправляют на склад. Затем олеумом заполняют цистерны, формируют железнодорожные составы и отправляют потребителю.

Общие научные принципы химического производства:

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

Способы получения сероводорода

В лаборатории сероводород получают действием минеральных кислот на сульфиды металлов, расположенных в ряду напряжений левее железа.

Например, при действии соляной кислоты на сульфид железа (II):

FeS 2HCl → FeCl2 H2S↑

Еще один способ получения сероводорода – прямой синтез из водорода и серы:

S H2 → H2S

Еще один лабораторный способ получения сероводорода – нагревание парафина с серой.

Видеоопытполучения и обнаружения сероводорода можно посмотреть здесь.

Способы получения серы

1. В промышленных масштабах серу получают открытым способом на месторождениях самородной серы, либо из вулканов. Из серной руды серу получают также пароводяными, фильтрационными, термическими, центрифугальными и экстракционными методами. Пароводяной метод — это выплавление из руды с помощью водяного пара.

2. Способ получения серы в лаборатории – неполное окисление сероводорода.

2H2S O2 → 2S 2H2O

3. Еще один способ получения серы – взаимодействие сероводорода с оксидом серы (IV):

2H2S SO2 → 3S 2H2O

Способы получения сульфидов

1.Сульфиды получают при взаимодействии серы с металлами. При этом сера проявляет свойства окислителя.

Например, сера взаимодействует с магнием и кальцием:

S Mg → MgS

S Ca → CaS

Сера взаимодействует с натрием:

S 2Na → Na2S

2. Растворимые сульфиды можно получить при взаимодействии сероводорода и щелочей.

Например, гидроксида калия с сероводородом:

H2S 2KOH → K2S 2H2O

3. Нерастворимые сульфиды получают взаимодействием растворимых сульфидов с солями (любые сульфиды) или взаимодействием сероводорода с солями (только черные сульфиды).

Например, при взаимодействии нитрата меди и сероводорода:

Pb(NO3)2 Н2S → 2НNO3 PbS

Еще пример: взаимодействие сульфата цинка с сульфидом натрия:

ZnSO4 Na2S → Na2SO4 ZnS

Сравнить строение атомов кислорода и серы; физические свойства кислорода и серы — знания.org

В атомах серы имеется 6 валентных электоронов, от сюда: она может быть шестивалентной. У серы больше радиус, чем у кислорода.

У кислорода: незаполненная электронная оболочка, на которой не хватает 2-ух электронов.

Физические св-ва Серы:В отличие от кислорода, образующего 2 аллотропные формы, сера образует большее число аллотропных модификаций, отличающихся всеми св-вами. Образует 2 аллотропные модификации: ромбическую и моноклинную. Способна сера образовывать цепи. Все аллотропные модификации со временем переходят в ромбическую форму.

Ромбическая модификация серы: цвет: лимонно-желтый, плотность: 2,07 г/см^3 , темп. пл : 112,8, нерасторима, плохие проводники тепла и электричества. Моноклинная- цвет: медово-желтый, плотность :1,96, темп. пл. : 119,0 , нерастворима, плохие проводнкии тепла и электричества.

У кислорода: при нормальных условиях кислород-газ без цвета и запаха, немного тяжелее воздуха, слабо растворяется в воде и спирте, при нагревании происходит диссоциация его на атомы.

Существует жидкий кислород — это бледно-голубая жидкость и твердый кислород — синие кристаллы

Строение молекулы и физические свойства

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 водунебольшими порциями при постоянном перемешивании.

Валентность серы в серной кислоте равна VI.

Сульфиды

Сульфиды – это бинарные соединения серы и металлов или некоторых неметаллов, соли сероводородной кислоты.

По растворимости в воде и кислотах сульфиды разделяют на растворимые в воде, нерастворимые в воде, но растворимые в минеральных кислотах, нерастворимые ни в воде, ни в минеральных кислотах, гидролизуемые водой.

Растворимые в воде	Нерастворимые в воде, но растворимые в минеральных кислотах	Нерастворимые ни в воде, ни в минеральных кислотах (только в азотной и серной конц.)	Разлагаемые водой, в растворе не существуют
Сульфиды щелочных металлов и аммония	Сульфиды прочих металлов, расположенных до железа в ряду активности. Белые и цветные сульфиды (ZnS, MnS, FeS, CdS)	Черные сульфиды (CuS, HgS, PbS, Ag₂S, NiS, CoS)	Сульфиды трехвалентных металлов (алюминия и хрома (III))
Реагируют с минеральными кислотами с образованием сероводорода		Не реагируют с минеральными кислотами, сероводород получить напрямую нельзя	Разлагаются водой
ZnS 2HCl → ZnCl₂ H₂S			Al₂S₃ 6H₂O → 2Al(OH)₃ 3H₂S

Физические свойства и нахождение в природе

Сера образует различные простые вещества (аллотропные модификации).

Наиболее устойчивая модификация серы – ромбическая сера S8. Это хрупкое вещество желтого цвета.

Моноклинная сера – это аллотропная модификация серы, в которой атомы соединены в циклы в виде «короны». Это твердое вещество, состоящее из темно-желтых игл, устойчивое при температуре более 96оС, а при обычной температуре превращающееся в ромбическую серу.

Пластическая сера – это вещество, состоящее из длинных полимерных цепей. Коричневая резиноподобная аморфная масса, нерастворимая в воде.

В природе сера встречается:

в самородном виде;
в составе сульфидов (сульфид цинка ZnS, пирит FeS₂, сульфид ртути HgS — киноварь и др.)
в составе сульфатов (CaSO₄·2H₂O гипс, Na₂SO₄·10H₂O — глауберова соль)

Химические свойства

Серная кислота – это сильная двухосновная кислота.

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

H2SO4 ⇄ H HSO4–

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

HSO4– ⇄ H SO42–

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

Например, серная кислота взаимодействует с оксидом магния:

H2SO4 MgO → MgSO4 H2O

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

H2SO4 КОН → KHSО4 H2O

H2SO4 2КОН → К2SО4 2H2O

Серная кислота взаимодействует с амфотерным гидроксидом алюминия:

3H2SO4 2Al(OH)3 → Al2(SO4)3 6H2O

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:

Н2SO4 2NaHCO3 → Na2SO4 CO2 H2O

Или с силикатом натрия:

H2SO4 Na2SiO3 → Na2SO4 H2SiO3

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

NaNO3(тв.) H2SO4 → NaHSO4 HNO3

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

NaCl(тв.) H2SO4 → NaHSO4 HCl

4. Также серная кислота вступает в обменные реакции с солями.

Например, серная кислота взаимодействует с хлоридом бария:

H2SO4 BaCl2 → BaSO4 2HCl

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):

H2SO4(разб.) Fe → FeSO4 H2

Серная кислота взаимодействует с аммиакомс образованием солей аммония:

H2SO4 NH3 → NH4HSO4

Про кислород: Причины мышечных судорог

Концентрированнаясерная 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.

6H2SO4(конц.) 2Fe → Fe2(SO4)3 3SO2 6H2O

6H2SO4(конц.) 2Al → Al2(SO4)3 3SO2 6H2O

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

2H2SO4(конц.) Cu → CuSO4 SO2 ↑ 2H2O

2H2SO4(конц.) Hg → HgSO4 SO2 ↑ 2H2O

2H2SO4(конц.) 2Ag → Ag2SO4 SO2↑ 2H2O

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

3Mg 4H2SO4 → 3MgSO4 S 4H2O

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

5H2SO4(конц.) 4Zn → 4ZnSO4 H2S↑ 4H2O

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

BaCl2 Na2SO4 → BaSO4↓ 2NaCl

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):

5H2SO4(конц.) 2P → 2H3PO4 5SO2↑ 2H2O

2H2SO4(конц.) С → СО2↑ 2SO2↑ 2H2O

2H2SO4(конц.) S → 3SO2 ↑ 2H2O

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

3H2SO4(конц.) 2KBr → Br2↓ SO2↑ 2KHSO4 2H2O

5H2SO4(конц.) 8KI → 4I2↓ H2S↑ K2SO4 4H2O

H2SO4(конц.) 3H2S → 4S↓ 4H2O

Химические свойства кислорода

Химический элемент кислород может существовать в виде двух аллотропных модификаций, т.е. образует два простых вещества. Оба этих вещества имеют молекулярное строение. Одно из них имеет формулу O2 и имеет название кислород, т.е. такое же, как и название химического элемента, которым оно образовано.

Другое простое вещество, образованное кислородом, называется озон. Озон в отличие от кислорода состоит из трехатомных молекул, т.е. имеет формулу O3.

Поскольку основной и наиболее распространенной формой кислорода является молекулярный кислород O2, прежде всего мы рассмотрим именно его химические свойства.

Химический элемент кислород находится на втором месте по значению электроотрицательности среди всех элементов и уступает лишь фтору. В связи с этим логично предположить высокую активность кислорода и наличие у него практически только окислительных свойств.

Действительно, список простых и сложных веществ, с которыми может реагировать кислород огромен. Однако, следует отметить, что поскольку в молекуле кислорода имеет место прочная двойная связь, для осуществления большинства реакций с кислородом требуется прибегать к нагреванию.

Среди простых веществ не окисляются кислородом лишь благородные металлы (Ag, Pt, Au), галогены и инертные газы.

Сера сгорает в кислороде с образованием диоксида серы:

Фосфор в зависимости от избытка или недостатка кислорода может образовать как оксида фосфора (V), так и оксид фосфора (III):

Взаимодействие кислорода с азотом протекает в крайне жестких условиях, в виду того что энергии связи в молекулах кислорода и особенно азота очень велики. Также свой вклад в сложность протекания реакции делает высокая электроотрицательность обоих элементов. Реакция начинается лишь при температуре более 2000 oC и является обратимой:

Не все простые вещества, реагируя с кислородом образуют оксиды. Так, например, натрий, сгорая в кислороде образует пероксид:

а калий – надпероксид:

Чаще всего, при сгорании в кислороде сложных веществ образуется смесь оксидов элементов, которыми было образовано исходное вещество. Так, например:

Однако, при сгорании в кислороде азотсодержащих органических веществ вместо оксида азота образуется молекулярный азот N2. Например:

При сгорании в кислороде хлорпроизводных вместо оксидов хлора образуется хлороводород:

Химические свойства сероводорода

1.В водном растворе сероводород проявляет слабые кислотные свойства. Взаимодействует с сильными основаниями, образуя сульфиды и гидросульфиды:

Например, сероводород реагирует с гидроксидом натрия:

H2S 2NaOH → Na2S 2H2OH2S NaOH → NaНS H2O

2.Сероводород H2S – очень сильный восстановитель за счет серы в степени окисления -2. При недостатке кислорода и в растворе H2S окисляется до свободной серы (раствор мутнеет):

2H2S O2 → 2S 2H2O

В избытке кислорода:

2H2S 3O2 → 2SO2 2H2O

3. Как сильный восстановитель, сероводород легко окисляется под действием окислителей.

Например, бром и хлор окисляют сероводород до молекулярной серы:

H2S Br2 → 2HBr S↓

H2S Cl2 → 2HCl S↓

Под действием избытка хлора в водном растворе сероводород окисляется до серной кислоты:

H2S 4Cl2 4H2O → H2SO4 8HCl

Например, азотная кислота окисляет сероводород до молекулярной серы:

H2S 2HNO3(конц.) → S 2NO2 2H2O

При кипячении сера окисляется до серной кислоты:

H2S 8HNO3(конц.) → H2SO4 8NO2 4H2O

Прочие окислители окисляют сероводород, как правило, до молекулярной серы.

Например, оксид серы (IV) окисляет сероводород:

2H2S SO2 → 3S 2H2O

Соединения железа (III) также окисляют сероводород:

H2S 2FeCl3 → 2FeCl2 S 2HCl

Бихроматы, хроматы и прочие окислители также окисляют сероводород до молекулярной серы:

3H2S K2Cr2O7 4H2SO4 → 3S Cr2(SO4)3 K2SO4 7H2O

2H2S 4Ag O2 → 2Ag2S 2H2O

Серная кислота окисляет сероводород либо до молекулярной серы:

H2S H2SO4(конц.) → S SO2 2H2O

Либо до оксида серы (IV):

H2S 3H2SO4(конц.) → 4SO2 4H2O

4.Сероводород в растворе реагирует с растворимыми солями тяжелых металлов: меди, серебра, свинца, ртути, образуя черные сульфиды, нерастворимые ни в воде, ни в минеральных кислотах.

Например, сероводород реагирует в растворе с нитратом свинца (II). при этом образуется темно-коричневый (почти черный) осадок, нерастворимый ни в воде, ни в минеральных кислотах:

H2S Pb(NO3)2 → PbS 2HNO3

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

Видеоопытвзаимодействия сероводорода с нитратом свинца можно посмотреть здесь.

Химические свойства серы

В нормальных условиях химическая активность серы невелика: при нагревании сера активна, и может быть как окислителем, так и восстановителем.

1. Сера проявляет свойства окислителя(при взаимодействии с элементами, которые расположены ниже и левее в Периодической системе) и свойства восстановителя(с элементами, расположенными выше и правее). Поэтому сера реагирует с металлами и неметаллами.

1.1. При горениисеры на воздухе образуется оксид серы (IV):

S O2 → SO2

1.2. При взаимодействии серы с галогенами (со всеми, кроме йода)образуются галогениды серы:

S Cl2 → SCl2 (S2Cl2)

S 3F2 → SF6

1.3. При взаимодействии фосфора иуглерода с серой образуются сульфиды фосфора и сероуглерод:

2P 3S → P2S3

2P 5S → P2S5

2S C → CS2

1.4. При взаимодействии с металламисера проявляет свойства окислителя, продукты реакции называют сульфидами. С щелочными металлами сера реагирует без нагревания, а с остальными металлами (кроме золота и платины) – только при нагревании.

Например, железо и ртуть реагируют с серой с образованием сульфидов железа (II) и ртути:

S Fe → FeS

S Hg → HgS

Еще пример: алюминий взаимодействует с серой с образованием сульфида алюминия:

3S 2Al → Al2S3

1.5. С водородомсера взаимодействует при нагревании с образованием сероводорода:

S H2 → H2S

2.Со сложными веществами сера реагирует, также проявляя окислительные и восстановительные свойства. Сера диспропорционирует при взаимодействии с некоторыми веществами.

2.1. При взаимодействии с окислителямисера окисляется до оксида серы (IV) или до серной кислоты (если реакция протекает в растворе).

Например, азотная кислота окисляет серу до серной кислоты:

S 6HNO3 → H2SO4 6NO2 2H2O

Серная кислотатакже окисляет серу. Но, поскольку S 6 не может окислить серу же до степени окисления 6, образуется оксид серы (IV):

S 2H2SO4 → 3SO2 2H2O

Соединения хлора, например, бертолетова соль, также окисляют серу до 4:

S 2KClO3 → 3SO2 2KCl

Взаимодействие серы с сульфитами(при кипячении) приводит к образованию тиосульфатов:

S Na2SO3 → Na2S2O3

2.2. При растворении в щелочах сера диспропорционирует до сульфита и сульфида.

Например, сера реагирует с гидроксидом натрия:

S 6NaOH → Na2SO3 2Na2S 3H2O

При взаимодействии с перегретым паром сера диспропорционирует:

3S 2H2O (пар) → 2H2S SO2

Химические свойства сульфидов

1. Растворимые сульфиды гидролизуютсяпо аниону, среда водных растворов сульфидов щелочная:

K2S H2O ⇄ KHS KOHS2– H2O ⇄ HS– OH–

2. Сульфиды металлов, расположенных в ряду напряжений левее железа (включительно), растворяются в сильных минеральных кислотах.

Например, сульфид кальция растворяется в соляной кислоте:

CaS 2HCl → CaCl2 H2S

А сульфид никеля, например, не растворяется:

NiS HСl ≠

3. Нерастворимые сульфиды растворяются в концентрированной азотной кислоте или концентрированной серной кислоте. При этом сера окисляется либо до простого вещества, либо до сульфата.

Например, сульфид меди (II) растворяется в горячей концентрированной азотной кислоте:

CuS 8HNO3 → CuSO4 8NO2 4H2O

или горячей концентрированной серной кислоте:

CuS 4H2SO4(конц. гор.) → CuSO4 4SO2 4H2O

4.Сульфиды проявляют восстановительныесвойства и окисляются пероксидом водорода, хлором и другими окислителями.

Например, сульфид свинца (II) окисляется пероксидом водорода до сульфата свинца (II):

PbS 4H2O2 → PbSO4 4H2O

Еще пример: сульфид меди (II) окисляется хлором:

СuS Cl2 → CuCl2 S

5.Сульфиды горят(обжиг сульфидов). При этом образуются оксиды металла и серы (IV).

Например, сульфид меди (II) окисляется кислородом до оксида меди (II) и оксида серы (IV):

2CuS 3O2 → 2CuO 2SO2

Аналогично сульфид хрома (III) и сульфид цинка:

2Cr2S3 9O2 → 2Cr2O3 6SO2

2ZnS 3O2 → 2SO2 ZnO

6. Реакции сульфидов с растворимыми солями свинца, серебра, меди используют как качественныена ион S2−.

Сульфиды свинца, серебра и меди — черные осадки, нерастворимые в воде и минеральных кислотах:

Na2S Pb(NO3)2 → PbS↓ 2NaNO3

Na2S 2AgNO3 → Ag2S↓ 2NaNO3

Na2S Cu(NO3)2 → CuS↓ 2NaNO3

7.Сульфиды трехвалентных металлов (алюминия и хрома) разлагаются водой (необратимый гидролиз).

Например, сульфид алюминия разлагается до гидроксида алюминия и сероводорода:

Al2S3 6H2O → 2Al(OH)3 3H2S

Разложение происходит и взаимодействии солей трехвалентных металлов с сульфидами щелочных металлов.

Например, сульфид натрия реагирует с хлоридом алюминия в растворе. Но сульфид алюминия не образуется, а сразу же необратимо гидролизуется (разлагается) водой:

3Na2S 2AlCl3 6H2O → 2Al(OH)3 3H2S 6NaCl

Электронное строение серы

Электронная конфигурация серы в основном состоянии:

Атом серы содержит на внешнем энергетическом уровне 2 неспаренных электрона и две неподеленные электронные пары в основном энергетическом состоянии. Следовательно, атом серы может образовывать 2 связи по обменному механизму, как и кислород.

Электронная конфигурация серы во втором возбужденном состоянии:

Таким образом, максимальная валентность серы в соединениях равна VI (в отличие от кислорода). Также для серы характерна валентность — IV.

Степени окисления атома серы – от -2 до 4. Характерные степени окисления -2, 0, 4, 6.

Лекция 2 Кислород и сера.