Оксид серы(VI), химические свойства, получение

Оксид серы(VI), химические свойства, получение Кислород

Таблица: плотности газов, химические формулы газов и молекулярные веса основных распространенных газов — ацетилен, воздух, метан, азот, кислород и многих других — инженерный справочник / технический справочник дпва / таблицы для инженеров (ex dpva-info)

Таблица: плотности, химические формулы и молекулярные веса основных распространенных газов — ацетилен, воздух, метан, азот, кислород и многих других
ГазХимическая
формула
Молекулярный
вес
Плотность

кг/м3

футов/фут3(lb/ft3)

относительная плотность газа по воздуху

Азот / NitrogenN228.021.1651)
1.25062)
0.07271)
0.0780722)
0,97
Ацетилен = этин / Acetylene (ethyne)C2H2261.0921)
1.1702)
0.06821)
0.07292)
0,91
Аммиак / AmmoniaNH317.0310.7171)
0.7692)
0.04481)
0.04802)
0,60
Аргон / ArgonAr39.9481.6611)
1.78372)
0.10371)
0.1113532)
1,38
Бензол / BenzeneC6H678.113.4860.206432,90
Биогаз, генерируемый метантенком; метан, генерируемый метантенком / Digester Gas (Sewage or Biogas)0.062
Бутан / ButaneC4H1058.12.4891)
2.52)
0.15541)
0.1562)
2,07
Бутилен = Бутен / Butylene (Butene)C4H856.112.5040.1482)2,03
Веселящий газ, закись азота / Nitrous OxideN2O44.0131.9801)0.1141,65
Водород / HydrogenH22.0160.08992)0.00562)0,08
Водяной пар / Water Vapor, steamH2O18.0160.8040.0480,67
Водяной битуминозный газ= голубой водяной газ жирный / Water gas (bituminous)0.054
Водяной карбюрированный газ = голубой водяной газ / Carbureted Water Gas0.048
Воздух / Air291.2051)
1.2932)
0.07521)
0.08062)
1
ГазХимическая
формула
Молекулярный
вес
Плотность

кг/м3

футов/фут3(lb/ft3)

Гелий / HeliumHe4.020.16641)
0.17852)
0.010391)
0.0111432)
0,014
Гексан / Hexane86.17
Двукосиь азота / Nitric oxideNO30.01.2491)0.07801)1,04
Двуокись азота = перекись азота / Nitrogen DioxideNO246.006
Доменный газ = колошниковый газ / Blast furnace gas1.2502)0.07802)0,97
Дисульфид углерода = двусернистый углерод = сернистый углерод = сероуглерод / Carbon disulphide76.13
Криптон / Krypton3.742)2,90
Коксовальный газ = коксовый газ / Coke Oven Gas0.0342)
Метан / MethaneCH416.0430.6681)
0.7172)
0.04171)
0.04472)
0,56
Метиловый спирт / Methyl Alcohol32.04
Пригодный газ = натуральный газ / Natural gas19.50.7 — 0.92)0.044 — 0.0562)0,55-0,70
Продукты сгорания = смесь продуктов полного сгорания в виде CO2, Н2О, SO2 и золы неполного сгорания в виде СО, Н2, и др., а также азота и кислорода / Combustion products1.112)0.0692)0,86
Изопентан / Iso-Pentane72.15
ГазХимическая
формула
Молекулярный
вес
Плотность

кг/м3

футов/фут3(lb/ft3)

Кислород / OxygenO2321.3311)
1.42902)
0.08311)
0.0892102)
1,11
Ксенон / Xenon5.862)4,54
Метилбензол = толуол / TolueneC7H892.1414.1110.24353,42
Неон / NeonNe20.1790.89992)0.0561792)0,70
Н-гептан / N-Heptane100.20
Н-октан / N-Octane114.22
Н-пентан / N-Pentane72.15
Озон / OzoneO348.02.142)0.1251,78
Оксид серы (II)= диоксид серы = двуокись серы = сернистый ангидрид = сернистый газ / Sulfur DioxideSO264.062.2791)
2.9262)
0.17031)
0.18282)
1,90
Оксид серы (III)= триоксид серы = серный ангидрид = серный газ / Sulfur TrioxideSO380.062
Оксид серы (I)= моноксид серы / Sulfuric OxideSO48.063
Пропан / PropaneC3H844.091.8821)0.11751)1,57
Пропен = пропилен / Propene (propylene)C3H642.11.7481)0.10911)1,45
Перокид азота / Nitrous TrioxideNO362.005
Светильный газ угольный газ (горючий газ, состоящий из 20-30% метана и 50% водорода
получаемый из каменного угля в процессе его полукоксования и частичного термического крекинга / Coal gas
0.5802)0,45
Сера / SulfurS32.060.135
Соляная кислота = хлористый водород / Hydrochloric Acid = Hydrogen ChlorideHCl36.51.5281)0.09541)1,27
Сероводород = сернистый водород / Hydrogen SulfideH2S34.0761.4341)0.08951)1,19
Угарный газ, моноксид углерода / Carbon monoxideCO28.011.1651)
1.2502)
0.07271)
0.07802)
0,97
Углекислый газ = двуокись углерода, диоксид углерода / Carbon dioxideCO244.011.8421)
1.9772)
0.11501)
0.12342)
1,53
ГазХимическая
формула
Молекулярный
вес
Плотность

кг/м3

футов/фут3(lb/ft3)

Хладагент R-11137.37
Хладагент R-12120.92
Хладагент R-2286.48
Хладагент R40 = хлористый метил / Methyl Chloride50.49
Хладагент R-114170.93
Хладагент R-123152.93
Хладагент R-134a102.03
Холодильный агент R160 =хлористый этил / Ethyl Chloride64.52
Хлор / ChlorineCl270.9062.9941)0.18691)2,49
Циклогексан / Cyclohexane84.16
Этан / EthaneC2H630.071.2641)0.07891)1,05
Этиловый спирт = этанол / Ethyl Alcohol46.07
Этилен / EthyleneC2H428.031.2602)0.07862)0,98

1)NTP — Нормальная температура и давление (Normal Temperature and Pressure)20oC (293.15 K, 68oF) при 1 атм ( 101.325 кН/м2, 101.325 кПа, 14.7 psia, 0 psig, 30 in Hg, 760 мм.рт.ст)

2)STP — Стандартная температура и давление (Standard Temperature and Pressure)0oC (273.15 K, 32oF) при 1 атм (101.325 кН/м2, 101.325 кПа, 14.7 psia, 0 psig, 30 in Hg, 760 torr=мм.рт.ст)

Биологическая роль

Роль эндогенного сернистого газа в физиологии организма млекопитающих ещё окончательно не выяснена. Сернистый газ блокирует нервные импульсы от рецепторов растяжения лёгких и устраняет рефлекс, возникающий в ответ на перерастяжение лёгких, стимулируя тем самым более глубокое дыхание.

Показано, что эндогенный сернистый газ играет роль в предотвращении повреждения лёгких, уменьшает образование свободных радикалов, оксидативный стресс и воспаление в лёгочной ткани, в то время как экспериментальное повреждение лёгких, вызываемое олеиновой кислотой, сопровождается, наоборот, снижением образования сернистого газа и активности опосредуемых им внутриклеточных путей и повышением образования свободных радикалов и уровня оксидативного стресса.

Что ещё более важно, блокада фермента, способствующего образованию эндогенного сернистого газа, в эксперименте способствовала усилению повреждения лёгких, оксидативного стресса и воспаления и активации апоптоза клеток лёгочной ткани. И напротив, обогащение организма подопытных животных серосодержащими соединениями, такими, как глютатион и ацетилцистеин, служащими источниками эндогенного сернистого газа, приводило не только к повышению содержания эндогенного сернистого газа, но и к уменьшению образования свободных радикалов, оксидативного стресса, воспаления и апоптоза клеток лёгочной ткани.

Считают, что эндогенный сернистый газ играет важную физиологическую роль в регуляции функций сердечно-сосудистой системы, а нарушения в его метаболизме могут играть важную роль в развитии таких патологических состояний, как лёгочная гипертензия, гипертоническая болезнь, атеросклероз сосудов, ишемическая болезнь сердца, ишемия-реперфузия и др.

Показано, что у детей с врождёнными пороками сердца и лёгочной гипертензией повышен уровень гомоцистеина (вредного токсичного метаболита цистеина) и снижен уровень эндогенного сернистого газа, причём степень повышения уровня гомоцистеина и степень снижения выработки эндогенного сернистого газа коррелировала со степенью выраженности лёгочной гипертензии.

Также показано, что эндогенный сернистый газ понижает пролиферативную активность клеток гладких мышц эндотелия сосудов, угнетая активность MAPK-сигнального пути и одновременно активируя аденилатциклазный путь и протеинкиназу A. А пролиферация гладкомышечных клеток стенок сосудов считается одним из механизмов гипертензивного ремоделирования сосудов и важным звеном патогенеза артериальной гипертензии, а также играет роль в развитии стеноза (сужения просвета) сосудов, предрасполагающего к развитию в них атеросклеротических бляшек.

Эндогенный сернистый газ оказывает эндотелий-зависимое вазодилатирующее действие в низких концентрациях, а в более высоких концентрациях становится эндотелий-независимым вазодилататором, а также оказывает отрицательное инотропное действие на миокард (понижает сократительную функцию и сердечный выброс, способствуя снижению артериального давления).

Этот вазодилатирующий эффект сернистого газа опосредуется через АТФ-чувствительные кальциевые каналы и кальциевые каналы L-типа («дигидропиридиновые»). В патофизиологических условиях эндогенный сернистый газ оказывает противовоспалительное действие и повышает антиоксидантный резерв крови и тканей, например при экспериментальной лёгочной гипертензии у крыс.

Эндогенный сернистый газ также снижает повышенное артериальное давление и тормозит гипертензивное ремоделирование сосудов у крыс в экспериментальных моделях гипертонической болезни и лёгочной гипертензии. Последние (на 2022 год) исследования показывают также, что эндогенный сернистый газ вовлечён в регуляцию липидного метаболизма и в процессы ишемии-реперфузии.

Эндогенный сернистый газ также уменьшает повреждение миокарда, вызванное экспериментальной гиперстимуляцией адренорецепторов изопротеренолом, и повышает антиоксидантный резерв миокарда.

Вредные примеси рудничного воздуха

Окись углерода СО. Газ без цвета, запаха и вкуса. Объемная масса — 0,97. Окись углерода ядовита. Она в 250-300 раз легче усваивается кровью, чем кислород, и поэтому при насыщении вызывает болезненные симптомы, характерные для кислородного голодания. Различают следующие степени отравления СО человека, находящегося в покое (табл. 1.1):

Таблица 1.1

Степень отравления СОКонцентрация СО в воздухе, % по объемуВремя воздействия СО, чХарактер воздействия газа на человека
I0.0162 — 3Почти незаметно
II0.0481Слабое отравление
III0.1280.5 — 1Тяжелое отравление
IV0.4кратковременноСмертельное отравление

При отравлении СО первая помощь должна быть оказана в виде искусственного дыхания в выработке на свежей струе.

Окись углерода образуется в результате ряда причин: при взрывных работах, работе двигателей внутреннего сгорания (от 60 до 1000 л/мим), рудничных пожарах и взрывах метано — воздушной среды.

При взрывных работах СО выделяется при неполном и полном взрывах в зависимости от состава ВВ. Дополнительные количества СО могут выделяться при взрывных работах по углю. Одновременно с СО при взрыве образуются другие ядовитые газы. Вследствие этого при практических расчетах проветривания забоев после взрывных работ принимают, что из 1 кг ВВ образуется 40 и 100 л условной окиси углерода, куда помимо СО в эквивалентном количестве входит двуокись азота. Первая цифра (40 л) относится к взрыванию по породе, вторая (100 л) — к взрыванию по углю.

Насколько легко горные выработки при рудничном пожаре могут быть заражены СО, обычно иллюстрируется небольшим расчетом образования окиси углерода при воспламене¬нии одной рамы крепи из дерева, находящим подтверждение в практике.

При dлеса=18 см, длине стоек 2 м и верхняка 2,5 м объем рамы крепи равен 0,17 м3. Средний состав сухого дерева: 38,5% С, 40% Н2О химически связанной, 20% Н2О свободной и 1,5% золы. Вес 1 м3 такого дерева — 750 кг.

что составит 97 м3 СО (при весе 1 м3 СО 1,18 кг, температуре 15° С и давлении 1 атм). Этого объема СО при пожаре будет достаточно, чтобы сделать пребывание человека в выработке сечением 4,5 м2 и длиной 2 км смертельно опасным. Количество СО, образующееся при взрыве газовоздушной смеси оценивается по взорванной пыли (1 кг пыли дает 1,5 м3 СО), так как один метан при взрыве окись углерода не выделяет.

Окись углерода горит и взрывается. Предел взрывчатости СО – 13-75%. Максимальный взрыв происходит при 30% СО. Допустимое содержание СО в рудничном воздухе как в шахте, так и в карьере (санитарно-гигиеническая норма) не более 0,0016% (0,2 мг/л). В порядке исключения разрешается допуск рабочих в забой подготовительной выработки после взрывных работ при концентрации СО 0,008% при условии интенсивного проветривания, которое оценивается в данном случае по времени достижения указанной концентрации за 30 мин и затем концентрации 0,0016% не более чем за 2 ч после начала работ.

Сероводород Н2S. Газ без цвета, с запахом тухлых яиц, сладковатый на вкус при большой концентрации. Объемная масса — 1,19. Легко растворяется в воде: в 1 л Н2О-3,23 л H2S. В воздухе взрывается при содержании 6%. Ядовит (табл. 1.2). Сильно действует на слизистые оболочки глаз, дыхательных путей и на нервную систему.

Образуется Н2S при гниении органических веществ (например, дерева), разложении водой серного колчедана и гипса (СаS Н2О СО2 = СаСОз Н2S), выделении из скоплений (особенно на соляных и азокеритовых шахтах), минеральных источников совместно с СН4, при неполных взрывах ВВ и подземных пожарах. Степень отравления человека сероводородом приведена в табл. 1.2.

Допустимое содержание Н2S в рудничном воздухе шахт и карьеров не более 0,00066%. Шахтную йоду, содержащую сероводород, надо стараться не возмущать. При оказании первой помощи следует сделать искусственное дыхание на свежей струе, а также вдыхание нейтрализующего в данном случае хлора (например, с помощью платка, смоченного в хлорной извести).

Таблица 1.2

Качественные реакции, как проходит горение

С целью повышения интенсивности горения сжиженную серу (140-150°C, 284–302°F) распыляют с помощью специальной насадки, что приводит к образованию мелких капель серы, обладающих большой площадью поверхности. Реакция является экзотермической. В процессе температура повышается до 1000-1600°C.

2Н2S 3О2→2Н2О 2SO2

В процессе обжига сульфидных руд, например, пирита, сфалерита и сульфида ртути, аналогично происходит выделение :

4FeS2 11O2→2Fe2O3 8SO2

2ZnS 3O2→2ZnO 2SO2

HgS O2→Hg SO2

4FeS 7O2→2Fe2O3 4SO2

Данные реакции, протекающие при извержении вулканов, в комплексе служат наиболее крупным источником диоксида серы. В результате таких явлений может происходить выброс миллионов тонн SO2.

Оксид серы(vi), химические свойства, получение

1

H

ВодородВодород

1,008

1s1

2,2

Бесцветный газ

пл=-259°C

кип=-253°C

2

He

ГелийГелий

4,0026

1s2

Бесцветный газ

кип=-269°C

3

Li

ЛитийЛитий

6,941

2s1

0,99

Мягкий серебристо-белый металл

пл=180°C

кип=1317°C

4

Be

БериллийБериллий

9,0122

2s2

1,57

Светло-серый металл

пл=1278°C

кип=2970°C

5

B

БорБор

10,811

2s2 2p1

2,04

Темно-коричневое аморфное вещество

пл=2300°C

кип=2550°C

6

C

УглеродУглерод

12,011

2s2 2p2

2,55

Прозрачный (алмаз) / черный (графит) минерал

пл=3550°C

кип=4830°C

7

N

АзотАзот

14,007

2s2 2p3

3,04

Бесцветный газ

пл=-210°C

кип=-196°C

8

O

КислородКислород

15,999

2s2 2p4

3,44

Бесцветный газ

пл=-218°C

кип=-183°C

9

F

ФторФтор

18,998

2s2 2p5

4,0

Бледно-желтый газ

пл=-220°C

кип=-188°C

10

Ne

НеонНеон

20,180

2s2 2p6

Бесцветный газ

пл=-249°C

кип=-246°C

11

Na

НатрийНатрий

22,990

3s1

0,93

Мягкий серебристо-белый металл

пл=98°C

кип=892°C

12

Mg

МагнийМагний

24,305

3s2

1,31

Серебристо-белый металл

пл=649°C

кип=1107°C

13

Al

АлюминийАлюминий

26,982

3s2 3p1

1,61

Серебристо-белый металл

пл=660°C

кип=2467°C

14

Si

КремнийКремний

28,086

3s2 3p2

1,9

Коричневый порошок / минерал

пл=1410°C

кип=2355°C

15

P

ФосфорФосфор

30,974

3s2 3p3

2,2

Белый минерал / красный порошок

пл=44°C

кип=280°C

16

S

СераСера

32,065

3s2 3p4

2,58

Светло-желтый порошок

пл=113°C

кип=445°C

17

Cl

ХлорХлор

35,453

3s2 3p5

3,16

Желтовато-зеленый газ

пл=-101°C

кип=-35°C

18

Ar

АргонАргон

39,948

3s2 3p6

Бесцветный газ

пл=-189°C

кип=-186°C

19

K

КалийКалий

39,098

4s1

0,82

Мягкий серебристо-белый металл

пл=64°C

кип=774°C

20

Ca

КальцийКальций

40,078

4s2

1,0

Серебристо-белый металл

пл=839°C

кип=1487°C

21

Sc

СкандийСкандий

44,956

3d1 4s2

1,36

Серебристый металл с желтым отливом

пл=1539°C

кип=2832°C

22

Ti

ТитанТитан

47,867

3d2 4s2

1,54

Серебристо-белый металл

пл=1660°C

кип=3260°C

23

V

ВанадийВанадий

50,942

3d3 4s2

1,63

Серебристо-белый металл

пл=1890°C

кип=3380°C

24

Cr

ХромХром

51,996

3d5 4s1

1,66

Голубовато-белый металл

пл=1857°C

кип=2482°C

25

Mn

МарганецМарганец

54,938

3d5 4s2

1,55

Хрупкий серебристо-белый металл

пл=1244°C

кип=2097°C

26

Fe

ЖелезоЖелезо

55,845

3d6 4s2

1,83

Серебристо-белый металл

пл=1535°C

кип=2750°C

27

Co

КобальтКобальт

58,933

3d7 4s2

1,88

Серебристо-белый металл

пл=1495°C

кип=2870°C

28

Ni

НикельНикель

58,693

3d8 4s2

1,91

Серебристо-белый металл

пл=1453°C

кип=2732°C

29

Cu

МедьМедь

63,546

3d10 4s1

1,9

Золотисто-розовый металл

пл=1084°C

кип=2595°C

30

Zn

ЦинкЦинк

65,409

3d10 4s2

1,65

Голубовато-белый металл

пл=420°C

кип=907°C

31

Ga

ГаллийГаллий

69,723

4s2 4p1

1,81

Белый металл с голубоватым оттенком

пл=30°C

кип=2403°C

32

Ge

ГерманийГерманий

72,64

4s2 4p2

2,0

Светло-серый полуметалл

пл=937°C

кип=2830°C

33

As

МышьякМышьяк

74,922

4s2 4p3

2,18

Зеленоватый полуметалл

субл=613°C

(сублимация)

34

Se

СеленСелен

78,96

4s2 4p4

2,55

Хрупкий черный минерал

пл=217°C

кип=685°C

35

Br

БромБром

79,904

4s2 4p5

2,96

Красно-бурая едкая жидкость

пл=-7°C

кип=59°C

36

Kr

КриптонКриптон

83,798

4s2 4p6

3,0

Бесцветный газ

пл=-157°C

кип=-152°C

37

Rb

РубидийРубидий

85,468

5s1

0,82

Серебристо-белый металл

пл=39°C

кип=688°C

38

Sr

СтронцийСтронций

87,62

5s2

0,95

Серебристо-белый металл

пл=769°C

кип=1384°C

39

Y

ИттрийИттрий

88,906

4d1 5s2

1,22

Серебристо-белый металл

пл=1523°C

кип=3337°C

40

Zr

ЦирконийЦирконий

91,224

4d2 5s2

1,33

Серебристо-белый металл

пл=1852°C

кип=4377°C

41

Nb

НиобийНиобий

92,906

4d4 5s1

1,6

Блестящий серебристый металл

пл=2468°C

кип=4927°C

42

Mo

МолибденМолибден

95,94

4d5 5s1

2,16

Блестящий серебристый металл

пл=2617°C

кип=5560°C

43

Tc

ТехнецийТехнеций

98,906

4d6 5s1

1,9

Синтетический радиоактивный металл

пл=2172°C

кип=5030°C

44

Ru

РутенийРутений

101,07

4d7 5s1

2,2

Серебристо-белый металл

пл=2310°C

кип=3900°C

45

Rh

РодийРодий

102,91

4d8 5s1

2,28

Серебристо-белый металл

пл=1966°C

кип=3727°C

46

Pd

ПалладийПалладий

106,42

4d10

2,2

Мягкий серебристо-белый металл

пл=1552°C

кип=3140°C

47

Ag

СереброСеребро

107,87

4d10 5s1

1,93

Серебристо-белый металл

пл=962°C

кип=2212°C

48

Cd

КадмийКадмий

112,41

4d10 5s2

1,69

Серебристо-серый металл

пл=321°C

кип=765°C

49

In

ИндийИндий

114,82

5s2 5p1

1,78

Мягкий серебристо-белый металл

пл=156°C

кип=2080°C

50

Sn

ОловоОлово

118,71

5s2 5p2

1,96

Мягкий серебристо-белый металл

пл=232°C

кип=2270°C

51

Sb

СурьмаСурьма

121,76

5s2 5p3

2,05

Серебристо-белый полуметалл

пл=631°C

кип=1750°C

52

Te

ТеллурТеллур

127,60

5s2 5p4

2,1

Серебристый блестящий полуметалл

пл=450°C

кип=990°C

53

I

ИодИод

126,90

5s2 5p5

2,66

Черно-серые кристаллы

пл=114°C

кип=184°C

54

Xe

КсенонКсенон

131,29

5s2 5p6

2,6

Бесцветный газ

пл=-112°C

кип=-107°C

55

Cs

ЦезийЦезий

132,91

6s1

0,79

Мягкий серебристо-желтый металл

пл=28°C

кип=690°C

56

Ba

БарийБарий

137,33

6s2

0,89

Серебристо-белый металл

пл=725°C

кип=1640°C

57

La

ЛантанЛантан

138,91

5d1 6s2

1,1

Серебристый металл

пл=920°C

кип=3454°C

58

Ce

ЦерийЦерий

140,12

f-элемент

Серебристый металл

пл=798°C

кип=3257°C

59

Pr

ПразеодимПразеодим

140,91

f-элемент

Серебристый металл

пл=931°C

кип=3212°C

60

Nd

НеодимНеодим

144,24

f-элемент

Серебристый металл

пл=1010°C

кип=3127°C

61

Pm

ПрометийПрометий

146,92

f-элемент

Светло-серый радиоактивный металл

пл=1080°C

кип=2730°C

62

Sm

СамарийСамарий

150,36

f-элемент

Серебристый металл

пл=1072°C

кип=1778°C

63

Eu

ЕвропийЕвропий

151,96

f-элемент

Серебристый металл

пл=822°C

кип=1597°C

64

Gd

ГадолинийГадолиний

157,25

f-элемент

Серебристый металл

пл=1311°C

кип=3233°C

65

Tb

ТербийТербий

158,93

f-элемент

Серебристый металл

пл=1360°C

кип=3041°C

66

Dy

ДиспрозийДиспрозий

162,50

f-элемент

Серебристый металл

пл=1409°C

кип=2335°C

67

Ho

ХольмийХольмий

164,93

f-элемент

Серебристый металл

пл=1470°C

кип=2720°C

68

Er

ЭрбийЭрбий

167,26

f-элемент

Серебристый металл

пл=1522°C

кип=2510°C

69

Tm

ТулийТулий

168,93

f-элемент

Серебристый металл

пл=1545°C

кип=1727°C

70

Yb

ИттербийИттербий

173,04

f-элемент

Серебристый металл

пл=824°C

кип=1193°C

71

Lu

ЛютецийЛютеций

174,96

f-элемент

Серебристый металл

пл=1656°C

кип=3315°C

72

Hf

ГафнийГафний

178,49

5d2 6s2

Серебристый металл

пл=2150°C

кип=5400°C

73

Ta

ТанталТантал

180,95

5d3 6s2

Серый металл

пл=2996°C

кип=5425°C

74

W

ВольфрамВольфрам

183,84

5d4 6s2

2,36

Серый металл

пл=3407°C

кип=5927°C

75

Re

РенийРений

186,21

5d5 6s2

Серебристо-белый металл

пл=3180°C

кип=5873°C

76

Os

ОсмийОсмий

190,23

5d6 6s2

Серебристый металл с голубоватым оттенком

пл=3045°C

кип=5027°C

77

Ir

ИрридийИрридий

192,22

5d7 6s2

Серебристый металл

пл=2410°C

кип=4130°C

78

Pt

ПлатинаПлатина

195,08

5d9 6s1

2,28

Мягкий серебристо-белый металл

пл=1772°C

кип=3827°C

79

Au

ЗолотоЗолото

196,97

5d10 6s1

2,54

Мягкий блестящий желтый металл

пл=1064°C

кип=2940°C

80

Hg

РтутьРтуть

200,59

5d10 6s2

2,0

Жидкий серебристо-белый металл

пл=-39°C

кип=357°C

81

Tl

ТаллийТаллий

204,38

6s2 6p1

Серебристый металл

пл=304°C

кип=1457°C

82

Pb

СвинецСвинец

207,2

6s2 6p2

2,33

Серый металл с синеватым оттенком

пл=328°C

кип=1740°C

83

Bi

ВисмутВисмут

208,98

6s2 6p3

Блестящий серебристый металл

пл=271°C

кип=1560°C

84

Po

ПолонийПолоний

208,98

6s2 6p4

Мягкий серебристо-белый металл

пл=254°C

кип=962°C

85

At

АстатАстат

209,98

6s2 6p5

2,2

Нестабильный элемент, отсутствует в природе

пл=302°C

кип=337°C

86

Rn

РадонРадон

222,02

6s2 6p6

2,2

Радиоактивный газ

пл=-71°C

кип=-62°C

87

Fr

ФранцийФранций

223,02

7s1

0,7

Нестабильный элемент, отсутствует в природе

пл=27°C

кип=677°C

88

Ra

РадийРадий

226,03

7s2

0,9

Серебристо-белый радиоактивный металл

пл=700°C

кип=1140°C

89

Ac

АктинийАктиний

227,03

6d1 7s2

1,1

Серебристо-белый радиоактивный металл

пл=1047°C

кип=3197°C

90

Th

ТорийТорий

232,04

f-элемент

Серый мягкий металл

91

Pa

ПротактинийПротактиний

231,04

f-элемент

Серебристо-белый радиоактивный металл

92

U

УранУран

238,03

f-элемент

1,38

Серебристо-белый металл

пл=1132°C

кип=3818°C

93

Np

НептунийНептуний

237,05

f-элемент

Серебристо-белый радиоактивный металл

94

Pu

ПлутонийПлутоний

244,06

f-элемент

Серебристо-белый радиоактивный металл

95

Am

АмерицийАмериций

243,06

f-элемент

Серебристо-белый радиоактивный металл

96

Cm

КюрийКюрий

247,07

f-элемент

Серебристо-белый радиоактивный металл

97

Bk

БерклийБерклий

247,07

f-элемент

Серебристо-белый радиоактивный металл

98

Cf

КалифорнийКалифорний

251,08

f-элемент

Нестабильный элемент, отсутствует в природе

99

Es

ЭйнштейнийЭйнштейний

252,08

f-элемент

Нестабильный элемент, отсутствует в природе

100

Fm

ФермийФермий

257,10

f-элемент

Нестабильный элемент, отсутствует в природе

101

Md

МенделевийМенделевий

258,10

f-элемент

Нестабильный элемент, отсутствует в природе

102

No

НобелийНобелий

259,10

f-элемент

Нестабильный элемент, отсутствует в природе

103

Lr

ЛоуренсийЛоуренсий

266

f-элемент

Нестабильный элемент, отсутствует в природе

104

Rf

РезерфордийРезерфордий

267

6d2 7s2

Нестабильный элемент, отсутствует в природе

105

Db

ДубнийДубний

268

6d3 7s2

Нестабильный элемент, отсутствует в природе

106

Sg

СиборгийСиборгий

269

6d4 7s2

Нестабильный элемент, отсутствует в природе

107

Bh

БорийБорий

270

6d5 7s2

Нестабильный элемент, отсутствует в природе

108

Hs

ХассийХассий

277

6d6 7s2

Нестабильный элемент, отсутствует в природе

109

Mt

МейтнерийМейтнерий

278

6d7 7s2

Нестабильный элемент, отсутствует в природе

110

Ds

ДармштадтийДармштадтий

281

6d9 7s1

Нестабильный элемент, отсутствует в природе

Металлы

Неметаллы

Щелочные

Щелоч-зем

Благородные

Галогены

Халькогены

Полуметаллы

s-элементы

p-элементы

d-элементы

f-элементы

Наведите курсор на ячейку элемента, чтобы получить его краткое описание.

Чтобы получить подробное описание элемента, кликните по его названию.

Оксиды серы. общая характеристика, химические свойства ✎

Оксиды серы. Общая характеристика, химические свойства

Большинство школьников знают два оксида серы — SO2 и SO3.

Однако, это не все соединения, которые сера образует с кислородом.

Рассмотрим их все.

Монооксид серы — SO

Оксид серы(VI), химические свойства, получение

  • Встречается только в виде разбавленной газовой фазы;
  • после концентрирования превращается в S2O2 (диоксид дисульфита);

Дисульфид серы — SO2

Оксид серы(VI), химические свойства, получение

  • эндогенный диоксид серы играет важную физиологическую роль в регуляции работы сердца и кровеносных сосудов, а нарушение его метаболизма может привести к артериальной гипертензии, атеросклерозу, стенокардии.

Триоксид серы, серный ангидрид — SO3

Оксид серы(VI), химические свойства, получение

  • Является значительным загрязнителем, основной компонент кислотных дождей;
  • имеет большое значение в промышленности, так как является прекурсором серной кислоты;
  • в сухой атмосфере обильно дымит, без запаха, но едкий;
  • на воздухе образуется прямым окислением сернистого газа;
  • в лаборатории триоксид серы можно получить путем двухстадийного пиролиза бисульфата натрия:
  • серный ангидрид агрессивно гигроскопичен — теплота гидратации достаточна, чтобы смесь этого газа и древесины (или хлопка) могла воспламениться;
  • при вдыхании вызывает ожоги, обладает высокой коррозионной активностью.

Тетроксид серы — SO4

  • Этот оксид серы представляет собой группу химических соединений с формулой SO3 Х, где Х лежит между 0 и 1;
  • здесь содержатся пероксогруппы (О-О), а степень окисления серы как в триоксиде серы, 6;
  • может быть выделен при низких температурах (78 К), после реакции SO3 с атомарным кислородом или фотолиза смесей SO3 — озон.

Оксид серы(VI), химические свойства, получение

Монооксид дисеры, субоксид серы — S2O

  • Представляет собой бесцветный газ, который при конденсации образует твердое вещество бледного цвета, нестабильное при комнатной температуре;
  • был обнаружен Питером Шенком в 1933 году.

Пoсле краткого обзора оксидов серы прилагаю таблицу двух важнейших оксидов серы — сернистого газа и серного ангидрида, так как именно они по большей части встречаются в заданиях ЕГЭ и ОГЭ по Химии.

Сравнительная характеристика оксидов серы SO2 и SO3

Реагент

Оксид серы IV – SO2

— Диоксид серы;

— газ с резким запахом;

— кислотный оксид;

— гибридизация серы – sp2;

— валентный угол — 120

Оксид серы VI – SO3

— Триоксид серы;

— бесцветная летучая жидкость;

— кислотный оксид;

— гибридизация серы — sp3;

— валентный угол 120

Получение

1) В промышленности:

S O2 = SO2 (360 C)

4FeS 7O2 = 2Fe2O3 4SO2 (t)

2) В лаборатории:

Na2SO3 H2SO4 = Na2SO4 SO2 H2O (t)

Me 2H2SO4 (k) = MeSO4 SO2 2H2O

(Me = Cu, Hg, Bi, Ag)

2HBr 2H2SO4 (k) = Br2 SO2 2H2O

1) В промышленности:

2SO2 O2 = 2SO3 (500 C, V2O5)

SO2 O3 = SO3 O2

2) В лаборатории:

2CaSO4 = 2CaO 2SO3 (450 C)

2CuSO4 = 2CuO 2SO3

Na2S2O7 = Na2SO4 2SO3

O2

2SO2 O2 = 2SO3 Q

H2O

SO2 H2O = H2SO3

SO3 H2O = H2SO4

H2O2

SO2 H2O2 = H2SO4

Основные оксиды

SO2 CaO = CaSO3

SO2 Na2O = Na2SO3

SO3 Na2O = Na2SO4

SO3 CaO = CaSO4

Кислотные оксиды

SO2 CO = S 2CO2 (Al2O3, 500 C)

SO2 NO2 = SO3 NO (нитрозный способ получения серной кислоты)

Амфотерные оксиды

SO2 Al2O3, BeO, ZnO ≠

SO3 Fe2O3 = Fe2(SO4)3

Основания

SO2 2NaOH = Na2SO3 H2O

SO2 Me(OH)x ≠ (Me = Fe, Cr, Al, Sn)

SO2 2KOH (расплав) = 3K2SO4 K2S 4H2O (t)

SO3 2NaOH (разб.) = Na2SO4 H2O

SO3 Ca(OH)2 = CaSO4 H2O

Кислоты

SO2 4HI = S↓ 2I2 2H2O

SO2 2H2S = 3S 2H2O

SO2 2HNO3 (k) = H2SO4 2NO2

SO2 2HNO2 (p) = H2SO4 2NO

SO3 HF = HSO3F (45 C)

SO3 HCl = HSO3Cl (20 C, в олеуме)

SO3 H2SO4 CaF2 = 2HSO3F CaSO4

SO3 H2SO4 (безводн.) = H2S2O7

3SO3 H2S = 4SO2 H2O

Соли

SO2 Na2CO3 = Na2SO3 CO2 (20 С)

SO2 Na2SO3 = Na2S2O5 (в этаноле)

SO2 PCl5 = PClO3 SCl2O (50 — 60 C)

SO3 MeF = MeSO3F (Me = Li, K, NH4)

SO3 2KI = K2SO3 I2

SO3 Na2S = Na2SO4

Комплексные соли

3SO2 Na3[Al(OH)6] (P) = Al(OH)3 3NaHSO3

Неметалл

SO2 O3 = SO3 O2

SO2 2C = S↓ 2CO2 (600 С)

SO2 Cl2 = SO2Cl2 (солнечный свет)

SO2 F2 = SO2F2 (20 С, Pt)

SO2 3F2 = SF6 O2 (650 C)

SO2 2H2 = S↓ 2H2O

SO2 3S = 2S2O (вакуум, эл. разряд)

2SO3 C = 2SO2 CO2

10SO3 P4 = P4O10 10SO2

Металл

SO2 Me H2O = MeSO3 H2 (активные Ме)

SO2 Me = MeS2O4 (Me = Zn, Co; в смеси этанола иводы)

SO3 Mg = MgO SO2

ОВР

SO2 Cl2 2H2O = 2HCl H2SO4

SO2 I2 2H2O = 2HI H2SO4

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

5SO2 2K2Cr2O7 H2SO4 = K2SO4 Cr2(SO4)3 H2O

SO2 2FeCl3 2H2O = 2FeCl2 H2SO4 2HCl

SO2 2CuCl2 2H2O = 2CuCl 2HCl H2SO4

SO3 2HCl = SO2 Cl2 H2O (t)

SO3 2HBr = SO2 Br2 H2O (0 C)

SO3 8HI = H2S 4I2 3H2O (0 C)

Сложная смесь химических соединений

Если известен элементный состав сложного горючего вещества, то состав и количество продуктов сгорания 1 кг вещества можно определить по уравнению реакции горения отдельных элементов. Для этого составляют уравнения реакции горения углерода, водорода, серы и определяют объем продуктов сгорания, приходящийся на 1 кг горючего вещества. Уравнение реакции горения имеет вид:

С О2 3,76N2 = СО2 3,76N2

При сгорании 1 кг углерода получается 22,4 / 12 = 1,86 м3 СО2 и 22,4 × 3,76/12 = 7,0 м3 N2.

Аналогично определяют объем (в м3) продуктов сгорания 1 кг серы и водорода. Полученные данные приведены ниже:

СО2N2Н2ОSO2
Углерод1,867,00
Водород21,0011,2
Сера2,630,7

При горении углерода, водорода и серы кислород поступает из воздуха. Однако в состав горючего вещества может входить кислород, который также принимает участие в горении. В этом случае воздуха на горение вещества расходуется соответственно меньше.

В составе горючего вещества могут находиться азот и влага, которые в процессе горения переходят в продукты сгорания. Для их учета необходимо знать объем 1 кг азота и паров воды при нормальных условиях.

Объем 1 кг азота равен 0,8 м3, а паров воды 1,24 м3. В воздухе при 0 °С и давлении 101325 Па на 1 кг кислорода приходится 3,76 × 22,4 / 32 = 2,63 м3 азота.

На основании приведенных данных определяют состав и объем продуктов сгорания 1 кг горючего вещества.

Например, чтобы определить объем и состав влажных продуктов сгорания 1 кг каменного угля, состоящего из 75,8 % С, 3,8 % Н, 2,8 % О, 1,1 % N, 2,5 % S, W = 3,8 %, A = 11,0 %.

Объем продуктов сгорания будет следующий, м3:

Состав продуктов сгоранияСО2Н2ОN2SO2
Углерод1,86 × 0,758 = 1,47 × 0,758 = 5,306
Водород11,2 × 0,038 = 0,42521 × 0,038 = 0,798
Сера2,63 × 0,025 = 0,6580,7 × 0,025 = 0,017
Азот в горючем веществе0,8 × 0,011 = 0,0088
Влага в горючем веществе1,24 × 0,03 = 0,037
Сумма1,40,4626,7708 – 0,0736 = 6,69720,017

Из общего объема азота вычитают объем азота, приходящийся на кислород в составе каменного угля 0,028 × 2,63 = 0,0736 м3. Итог указывает состав продуктов сгорания каменного угля: объем влажных продуктов сгорания 1 кг каменного угля равен:

Vп.с. = 1,4 0,462 6,6972 0,017 = 8,576 м3/кг.

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):

АппаратНазначение и уравненяи реакций
Печь для обжига4FeS2 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 800оС

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 400-500оС. 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:

  1. Непрерывность.
  2. Противоток
  3. Катализ
  4. Увеличение площади соприкосновения реагирующих веществ.
  5. Теплообмен
  6. Рациональное использование сырья

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

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

Видеоопытвзаимодействия 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):

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 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

Оцените статью
Кислород
Добавить комментарий