- Основное и возбужденное состояние атома серы
- Оксид серы — so2
- Оксид серы vi — so3
- Оксид серы(vi), серная кислота, сульфаты — урок. химия, 9 класс.
- Оксиды серы
- Оксиды серы. общая характеристика, химические свойства ✎
- Природные соединения
- Сернистая кислота
- Сернистый газ, химические свойства, получение
- Сероводород — h2s
- Соли серной кислоты – сульфаты
- Способы получения
- Способы получения сульфидов
- Строение молекулы и физические свойства
- Тренировочные задания
- Химические свойства
- Химические свойства сульфидов
Основное и возбужденное состояние атома серы
Электроны s- и p-подуровня способны распариваться и переходить на d-подуровень. Как и всегда, количество валентных
электронов отражает количество возможных связей у атома.
В разных электронных конфигурациях сера способна принимать валентности: II, IV и VI.
Оксид серы — so2
Сернистый газ — SO2 — при нормальных условиях бесцветный газ с характерным резким запахом (запах загорающейся
спички).
Получение
В промышленных условиях сернистый газ получают обжигом пирита.
FeS2 O2 = (t) FeO SO2
В лаборатории SO2 получают реакцией сильных кислот на сульфиты. В ходе подобных реакций образуется сернистая кислота,
распадающаяся на сернистый газ и воду.
K2SO3 H2SO4 = (t) K2SO4 H2O SO2↑
Сернистый газ получается также в ходе реакций малоактивных металлов с серной кислотой.
Cu H2SO4(конц.) = (t) CuSO4 SO2 H2O
Оксид серы vi — so3
Является высшим оксидом серы. Бесцветная летучая жидкость с удушающим запахом. Ядовит.
Получение
В промышленности данный оксид получают, окисляя SO2 кислородом при нагревании и присутствии катализатора
(оксид ванадия — Pr, V2O5).
SO2 O2 = (кат) SO3
В лабораторных условиях разложением солей серной кислоты — сульфатов.
Fe2(SO4)3 = (t) SO3 Fe2O3
Химические свойства
Оксид серы(vi), серная кислота, сульфаты — урок. химия, 9 класс.
- с основными и амфотерными оксидами и гидроксидами с образованием соли и воды:
- с солями, если образуется газ или нерастворимое вещество:
- Со многими органическими веществами (происходит обугливание сахара, бумаги, древесины и т. д., так как отнимается вода):
- для получения других кислот;
- для производства минеральных удобрений;
- для очистки нефтепродуктов;
- в свинцовых аккумуляторах;
- в производстве моющих средств, красителей, лекарств.
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 |
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
- Встречается только в виде разбавленной газовой фазы;
- после концентрирования превращается в S2O2 (диоксид дисульфита);
Дисульфид серы — SO2
- 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
- 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.
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.
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) |
Природные соединения
- FeS2 — пирит, колчедан
- ZnS — цинковая обманка
- PbS — свинцовый блеск (галенит), Sb2S3 — сурьмяный блеск, Bi2S3 — висмутовый блеск
- HgS — киноварь
- CuFeS2 — халькопирит
- Cu2S — халькозин
- CuS — ковеллин
- BaSO4 — барит, тяжелый шпат
- CaSO4 — гипс
В местах вулканической активности встречаются залежи самородной серы.
Получение
В промышленности серу получают из природного газа, который содержит газообразные соединения серы: H2S,
SO2.
H2S O2 = S H2O (недостаток кислорода)
SO2 C = (t) S CO2
Серу можно получить разложением пирита
FeS2 = (t) FeS S
В лабораторных условиях серу можно получить слив растворы двух кислот: серной и сероводородной.
H2S H2SO4 = S H2O (здесь может также выделяться SO2)
Химические свойства
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.
Сернистый газ, химические свойства, получение
1
H
1,008
1s1
2,2
Бесцветный газ
t°пл=-259°C
t°кип=-253°C
2
He
4,0026
1s2
Бесцветный газ
t°кип=-269°C
3
Li
6,941
2s1
0,99
Мягкий серебристо-белый металл
t°пл=180°C
t°кип=1317°C
4
Be
9,0122
2s2
1,57
Светло-серый металл
t°пл=1278°C
t°кип=2970°C
5
B
10,811
2s2 2p1
2,04
Темно-коричневое аморфное вещество
t°пл=2300°C
t°кип=2550°C
6
C
12,011
2s2 2p2
2,55
Прозрачный (алмаз) / черный (графит) минерал
t°пл=3550°C
t°кип=4830°C
7
N
14,007
2s2 2p3
3,04
Бесцветный газ
t°пл=-210°C
t°кип=-196°C
8
O
15,999
2s2 2p4
3,44
Бесцветный газ
t°пл=-218°C
t°кип=-183°C
9
F
18,998
2s2 2p5
4,0
Бледно-желтый газ
t°пл=-220°C
t°кип=-188°C
10
Ne
20,180
2s2 2p6
Бесцветный газ
t°пл=-249°C
t°кип=-246°C
11
Na
22,990
3s1
0,93
Мягкий серебристо-белый металл
t°пл=98°C
t°кип=892°C
12
Mg
24,305
3s2
1,31
Серебристо-белый металл
t°пл=649°C
t°кип=1107°C
13
Al
26,982
3s2 3p1
1,61
Серебристо-белый металл
t°пл=660°C
t°кип=2467°C
14
Si
28,086
3s2 3p2
1,9
Коричневый порошок / минерал
t°пл=1410°C
t°кип=2355°C
15
P
30,974
3s2 3p3
2,2
Белый минерал / красный порошок
t°пл=44°C
t°кип=280°C
16
S
32,065
3s2 3p4
2,58
Светло-желтый порошок
t°пл=113°C
t°кип=445°C
17
Cl
35,453
3s2 3p5
3,16
Желтовато-зеленый газ
t°пл=-101°C
t°кип=-35°C
18
Ar
39,948
3s2 3p6
Бесцветный газ
t°пл=-189°C
t°кип=-186°C
19
K
39,098
4s1
0,82
Мягкий серебристо-белый металл
t°пл=64°C
t°кип=774°C
20
Ca
40,078
4s2
1,0
Серебристо-белый металл
t°пл=839°C
t°кип=1487°C
21
Sc
44,956
3d1 4s2
1,36
Серебристый металл с желтым отливом
t°пл=1539°C
t°кип=2832°C
22
Ti
47,867
3d2 4s2
1,54
Серебристо-белый металл
t°пл=1660°C
t°кип=3260°C
23
V
50,942
3d3 4s2
1,63
Серебристо-белый металл
t°пл=1890°C
t°кип=3380°C
24
Cr
51,996
3d5 4s1
1,66
Голубовато-белый металл
t°пл=1857°C
t°кип=2482°C
25
Mn
54,938
3d5 4s2
1,55
Хрупкий серебристо-белый металл
t°пл=1244°C
t°кип=2097°C
26
Fe
55,845
3d6 4s2
1,83
Серебристо-белый металл
t°пл=1535°C
t°кип=2750°C
27
Co
58,933
3d7 4s2
1,88
Серебристо-белый металл
t°пл=1495°C
t°кип=2870°C
28
Ni
58,693
3d8 4s2
1,91
Серебристо-белый металл
t°пл=1453°C
t°кип=2732°C
29
Cu
63,546
3d10 4s1
1,9
Золотисто-розовый металл
t°пл=1084°C
t°кип=2595°C
30
Zn
65,409
3d10 4s2
1,65
Голубовато-белый металл
t°пл=420°C
t°кип=907°C
31
Ga
69,723
4s2 4p1
1,81
Белый металл с голубоватым оттенком
t°пл=30°C
t°кип=2403°C
32
Ge
72,64
4s2 4p2
2,0
Светло-серый полуметалл
t°пл=937°C
t°кип=2830°C
33
As
74,922
4s2 4p3
2,18
Зеленоватый полуметалл
t°субл=613°C
(сублимация)
34
Se
78,96
4s2 4p4
2,55
Хрупкий черный минерал
t°пл=217°C
t°кип=685°C
35
Br
79,904
4s2 4p5
2,96
Красно-бурая едкая жидкость
t°пл=-7°C
t°кип=59°C
36
Kr
83,798
4s2 4p6
3,0
Бесцветный газ
t°пл=-157°C
t°кип=-152°C
37
Rb
85,468
5s1
0,82
Серебристо-белый металл
t°пл=39°C
t°кип=688°C
38
Sr
87,62
5s2
0,95
Серебристо-белый металл
t°пл=769°C
t°кип=1384°C
39
Y
88,906
4d1 5s2
1,22
Серебристо-белый металл
t°пл=1523°C
t°кип=3337°C
40
Zr
91,224
4d2 5s2
1,33
Серебристо-белый металл
t°пл=1852°C
t°кип=4377°C
41
Nb
92,906
4d4 5s1
1,6
Блестящий серебристый металл
t°пл=2468°C
t°кип=4927°C
42
Mo
95,94
4d5 5s1
2,16
Блестящий серебристый металл
t°пл=2617°C
t°кип=5560°C
43
Tc
98,906
4d6 5s1
1,9
Синтетический радиоактивный металл
t°пл=2172°C
t°кип=5030°C
44
Ru
101,07
4d7 5s1
2,2
Серебристо-белый металл
t°пл=2310°C
t°кип=3900°C
45
Rh
102,91
4d8 5s1
2,28
Серебристо-белый металл
t°пл=1966°C
t°кип=3727°C
46
Pd
106,42
4d10
2,2
Мягкий серебристо-белый металл
t°пл=1552°C
t°кип=3140°C
47
Ag
107,87
4d10 5s1
1,93
Серебристо-белый металл
t°пл=962°C
t°кип=2212°C
48
Cd
112,41
4d10 5s2
1,69
Серебристо-серый металл
t°пл=321°C
t°кип=765°C
49
In
114,82
5s2 5p1
1,78
Мягкий серебристо-белый металл
t°пл=156°C
t°кип=2080°C
50
Sn
118,71
5s2 5p2
1,96
Мягкий серебристо-белый металл
t°пл=232°C
t°кип=2270°C
51
Sb
121,76
5s2 5p3
2,05
Серебристо-белый полуметалл
t°пл=631°C
t°кип=1750°C
52
Te
127,60
5s2 5p4
2,1
Серебристый блестящий полуметалл
t°пл=450°C
t°кип=990°C
53
I
126,90
5s2 5p5
2,66
Черно-серые кристаллы
t°пл=114°C
t°кип=184°C
54
Xe
131,29
5s2 5p6
2,6
Бесцветный газ
t°пл=-112°C
t°кип=-107°C
55
Cs
132,91
6s1
0,79
Мягкий серебристо-желтый металл
t°пл=28°C
t°кип=690°C
56
Ba
137,33
6s2
0,89
Серебристо-белый металл
t°пл=725°C
t°кип=1640°C
57
La
138,91
5d1 6s2
1,1
Серебристый металл
t°пл=920°C
t°кип=3454°C
58
Ce
140,12
f-элемент
Серебристый металл
t°пл=798°C
t°кип=3257°C
59
Pr
140,91
f-элемент
Серебристый металл
t°пл=931°C
t°кип=3212°C
60
Nd
144,24
f-элемент
Серебристый металл
t°пл=1010°C
t°кип=3127°C
61
Pm
146,92
f-элемент
Светло-серый радиоактивный металл
t°пл=1080°C
t°кип=2730°C
62
Sm
150,36
f-элемент
Серебристый металл
t°пл=1072°C
t°кип=1778°C
63
Eu
151,96
f-элемент
Серебристый металл
t°пл=822°C
t°кип=1597°C
64
Gd
157,25
f-элемент
Серебристый металл
t°пл=1311°C
t°кип=3233°C
65
Tb
158,93
f-элемент
Серебристый металл
t°пл=1360°C
t°кип=3041°C
66
Dy
162,50
f-элемент
Серебристый металл
t°пл=1409°C
t°кип=2335°C
67
Ho
164,93
f-элемент
Серебристый металл
t°пл=1470°C
t°кип=2720°C
68
Er
167,26
f-элемент
Серебристый металл
t°пл=1522°C
t°кип=2510°C
69
Tm
168,93
f-элемент
Серебристый металл
t°пл=1545°C
t°кип=1727°C
70
Yb
173,04
f-элемент
Серебристый металл
t°пл=824°C
t°кип=1193°C
71
Lu
174,96
f-элемент
Серебристый металл
t°пл=1656°C
t°кип=3315°C
72
Hf
178,49
5d2 6s2
Серебристый металл
t°пл=2150°C
t°кип=5400°C
73
Ta
180,95
5d3 6s2
Серый металл
t°пл=2996°C
t°кип=5425°C
74
W
183,84
5d4 6s2
2,36
Серый металл
t°пл=3407°C
t°кип=5927°C
75
Re
186,21
5d5 6s2
Серебристо-белый металл
t°пл=3180°C
t°кип=5873°C
76
Os
190,23
5d6 6s2
Серебристый металл с голубоватым оттенком
t°пл=3045°C
t°кип=5027°C
77
Ir
192,22
5d7 6s2
Серебристый металл
t°пл=2410°C
t°кип=4130°C
78
Pt
195,08
5d9 6s1
2,28
Мягкий серебристо-белый металл
t°пл=1772°C
t°кип=3827°C
79
Au
196,97
5d10 6s1
2,54
Мягкий блестящий желтый металл
t°пл=1064°C
t°кип=2940°C
80
Hg
200,59
5d10 6s2
2,0
Жидкий серебристо-белый металл
t°пл=-39°C
t°кип=357°C
81
Tl
204,38
6s2 6p1
Серебристый металл
t°пл=304°C
t°кип=1457°C
82
Pb
207,2
6s2 6p2
2,33
Серый металл с синеватым оттенком
t°пл=328°C
t°кип=1740°C
83
Bi
208,98
6s2 6p3
Блестящий серебристый металл
t°пл=271°C
t°кип=1560°C
84
Po
208,98
6s2 6p4
Мягкий серебристо-белый металл
t°пл=254°C
t°кип=962°C
85
At
209,98
6s2 6p5
2,2
Нестабильный элемент, отсутствует в природе
t°пл=302°C
t°кип=337°C
86
Rn
222,02
6s2 6p6
2,2
Радиоактивный газ
t°пл=-71°C
t°кип=-62°C
87
Fr
223,02
7s1
0,7
Нестабильный элемент, отсутствует в природе
t°пл=27°C
t°кип=677°C
88
Ra
226,03
7s2
0,9
Серебристо-белый радиоактивный металл
t°пл=700°C
t°кип=1140°C
89
Ac
227,03
6d1 7s2
1,1
Серебристо-белый радиоактивный металл
t°пл=1047°C
t°кип=3197°C
90
Th
232,04
f-элемент
Серый мягкий металл
91
Pa
231,04
f-элемент
Серебристо-белый радиоактивный металл
92
U
238,03
f-элемент
1,38
Серебристо-белый металл
t°пл=1132°C
t°кип=3818°C
93
Np
237,05
f-элемент
Серебристо-белый радиоактивный металл
94
Pu
244,06
f-элемент
Серебристо-белый радиоактивный металл
95
Am
243,06
f-элемент
Серебристо-белый радиоактивный металл
96
Cm
247,07
f-элемент
Серебристо-белый радиоактивный металл
97
Bk
247,07
f-элемент
Серебристо-белый радиоактивный металл
98
Cf
251,08
f-элемент
Нестабильный элемент, отсутствует в природе
99
Es
252,08
f-элемент
Нестабильный элемент, отсутствует в природе
100
Fm
257,10
f-элемент
Нестабильный элемент, отсутствует в природе
101
Md
258,10
f-элемент
Нестабильный элемент, отсутствует в природе
102
No
259,10
f-элемент
Нестабильный элемент, отсутствует в природе
103
Lr
266
f-элемент
Нестабильный элемент, отсутствует в природе
104
Rf
267
6d2 7s2
Нестабильный элемент, отсутствует в природе
105
Db
268
6d3 7s2
Нестабильный элемент, отсутствует в природе
106
Sg
269
6d4 7s2
Нестабильный элемент, отсутствует в природе
107
Bh
270
6d5 7s2
Нестабильный элемент, отсутствует в природе
108
Hs
277
6d6 7s2
Нестабильный элемент, отсутствует в природе
109
Mt
278
6d7 7s2
Нестабильный элемент, отсутствует в природе
110
Ds
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.
Сероводород — h2s
Бесцветный газ с характерным запахом тухлых яиц. Огнеопасен. Используется в химической промышленности и в лечебных целях (сероводородные
ванны).
Получение
Сероводород получают в результате реакции сульфида алюминия с водой, а также взаимодействия разбавленных кислот с сульфидами.
Al2S3 H2O = (t) Al(OH)3↓ H2S↑
FeS HCl = FeCl2 H2S↑
Химические свойства
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:
Видеоопыт взаимодействия 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;
При разложении сульфата железа (II) в FeSO4 Fe (II) окисляется до Fe (III)
Сульфаты самых тяжелых металлов разлагаются до металла.
3. За счет серы со степенью окисления 6 сульфаты проявляют окислительныесвойства и 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:
CuSO4 ∙ 5H2O − медный купорос
FeSO4 ∙ 7H2O − железный купорос
ZnSO4 ∙ 7H2O − цинковый купорос
Источник
Способы получения
1. Серную кислоту в промышленности производят 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 о С |
| 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):
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. 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 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:
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:
Еще пример : взаимодействие сульфата цинка с сульфидом натрия:
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 воду небольшими порциями при постоянном перемешивании.
Валентность серы в серной кислоте равна VI.
Тренировочные задания
1. Оксид натрия взаимодействует с каждым из двух веществ:
1) серная кислота и вода2) уксусная кислота и азот3) оксид лития и фосфор4) оксид бария и серная кислота
2. Оксид калия взаимодействует с
1) азотом и фосфором2) водой и сульфатом натрия3) серной кислотой и оксидом фосфора (V)4) литием и хлоридом натрия
3. Оксид кальция взаимодействует с
1) оксидом кремния2) оксидом углерода (II)3) оксидом азота (II)4) оксидом азота (I)
4. Оксид бария взаимодействует с каждым из двух веществ:
1) азотной кислотой и водой2) уксусной кислотой и хлором3) оксидом натрия и азотом4) оксидом серы (IV) и кремнием
5. Оксид магния не взаимодействует с
1) соляной кислотой2) серной кислотой3) оксидом лития4) оксидом кремния
6. Оксид кальция взаимодействует с каждым из двух веществ:
1) оксидом фосфора (V), водой2) оксидом углерода (IV) и сульфидом натрия3) оксидом магния и азот4) кислородом и сульфатом натрия
7. Оксид кальция реагирует с
1) медью2) фосфором3) оксидом углерода (IV)4) оксидом магния
8. Оксид натрия реагирует с
1) водой2) сульфатом калия3) нитратом железа (II)4) оксидом азота (II)
9. Оксид бария реагирует с каждым из двух веществ:
1) оксидом азота (II) и хлором2) азотной кислотой и водой3) оксидом углерода (II) и железом4) серой и хлоридом кальция
10. Оксид магния реагирует с каждым из двух веществ:
1) оксидом кальция и оксидом железа (II)2) оксидом алюминия и оксидом хрома (II)3) соляной кислотой и оксидом кремния (VI)4) оксидом фосфора (V) и цинком
11. Оксид цинка
1) растворяется в кислотах, но не реагирует с основаниями2) растворяется в щелочах, но не реагирует с кислотами3) реагирует с оксидом натрия, но не реагирует с водой4) реагирует с оксидом калия и водой
12. Оксид хрома (III) реагирует с
1) оксидом калия2) водой3) оксидом серы (VI)4) оксидом азота (I)
13. Оксид алюминия амфотерен, поскольку он способен взаимодействовать
1) как с азотной, так и серной кислотой2) с водой и кислотами3) с водой и щелочами4) как с кислотами, так и со щелочами
14. Оксид алюминия реагирует с
1) сульфатом калия2) оксидом калия3) оксидом азота (II)4) оксидом углерода (IV)
15. Оксид серы (VI) взаимодействует с каждым из двух веществ:
1) оксидом лития и углекислым газом2) водой и углекислым газом3) водой и гидроксидом калия4) кислородом и натрием
16. Оксид фосфора (V) взаимодействует с каждым из двух веществ:
1) кислородом и водородом2) водой и углекислым газом3) водой и гидроксидом натрия4) водой и оксидом углерода (II)
17. Оксид серы (VI) не взаимодействует с
1) водой2) хлоридом калия3) гидроксидом натрия4) оксидом бария
18. Оксид серы (IV) взаимодействует с
1) оксидом углерода (IV) и водой2) оксидом фосфора (V) и водой3) сульфатом калия и водой4) оксидом кальция и гидроксидом натрия
19. Оксид серы (IV) не взаимодействует с
1) водой2) фосфатом кальция3) раствором гидроксида натрия4) гидроксидом кальция
20. Оксид хлора (VII) взаимодействует с каждым из двух веществ:
1) кальцием и углекислым газом2) водой и углеродом3) водой и оксидом калия4) кислородом и азотом
21. Установите соответствие между реагирующими веществами и продуктами реакций.
РЕАГИРУЮЩИЕ ВЕЩЕСТВАА) Na2O HCl →Б) Na2O CO2 →В) Na2O O2 →
ПРОДУКТЫ РЕАКЦИИ1) Na2CO32) NaCl H23) NaCl H2O4) NaO35) Na2O2
22. Установите соответствие между реагирующими веществами и продуктами реакций.
РЕАГИРУЮЩИЕ ВЕЩЕСТВАА) Na2O H2SO4 (изб.) →Б) Na2O Al2O3 →В) Na2O P2O5 →
ПРОДУКТЫ РЕАКЦИИ1) NaHSO42) NaHSO4 H2O3) NaAlO24) Na3PO45) Na2SO4 H2O
23. Установите соответствие между реагирующими веществами и продуктами реакций.
РЕАГИРУЮЩИЕ ВЕЩЕСТВАА) CaO H3PO4 (изб.) →Б) CaO H2O →В) CaO CO2 →
ПРОДУКТЫ РЕАКЦИИ1) Ca(H2PO4)2 H2O2) CaCO33) Ca(OH)24) CaCO25) Ca3(PO4)2
24. Установите соответствие между реагирующими веществами и продуктами реакций.
РЕАГИРУЮЩИЕ ВЕЩЕСТВАА) CaO SiO2 →Б) CaO H3PO4 (разб.) →В) CaO HCl →
ПРОДУКТЫ РЕАКЦИИ1) Ca(H2PO4)2 H2O2) Ca3(PO4)2 H2O3) CaCl2 H2O4) CaSiO3 5) Ca(OCl)2
25. Установите соответствие между реагирующими веществами и продуктами реакций.
РЕАГИРУЮЩИЕ ВЕЩЕСТВАА) ZnO HCl →Б) ZnO NaOH ⎯⎯H2O→В) ZnO Na2O ⎯⎯сплавление→
ПРОДУКТЫ РЕАКЦИИ1) ZnCl2 H2O2) ZnCl23) Na2[Zn(OH)4]4) Na2ZnO2 H2O5) Na2ZnO2
26. Установите соответствие между реагирующими веществами и продуктами реакций.
РЕАГИРУЮЩИЕ ВЕЩЕСТВАА) ZnO H3PO4 →Б) ZnO NaOH H2O →В) ZnO C →
ПРОДУКТЫ РЕАКЦИИ1) Na2[Zn(OH)4] H22) Na2ZnO23) Zn(H2PO4)2 H2O4) Zn CO5) Zn3(PO4)2 H2O
27. Установите соответствие между реагирующими веществами и продуктами реакций.
РЕАГИРУЮЩИЕ ВЕЩЕСТВАА) P2O5 H2O →Б) P2O5 Ca(OH)2 ⎯⎯сплавление→В) P2O5 NaOH (изб.) →
ПРОДУКТЫ РЕАКЦИИ1) Ca3(PO4)2 H2O2) CaHPO43) Na3PO4 H2O4) Na3PO45) H3PO4
28. Установите соответствие между реагирующими веществами и продуктами реакций.
РЕАГИРУЮЩИЕ ВЕЩЕСТВАА) P2O5 H2O →Б) P2O5 Na2O →В) P2O5 HNO3 →
ПРОДУКТЫ РЕАКЦИИ1) H3PO4 HNO22) H3PO43) Na3PO44) H3PO35) HPO3 N2O5
29. Установите соответствие между реагирующими веществами и продуктами реакций.
РЕАГИРУЮЩИЕ ВЕЩЕСТВАА) SO2 Ca(OH)2 (изб.) →Б) SO2 Na2O →В) SO2 O2 →
ПРОДУКТЫ РЕАКЦИИ1) CaSO3 H2O2) SO33) Ca(HSO3)24) Na2SO45) Na2SO3
30. Установите соответствие между реагирующими веществами и продуктами реакций.
РЕАГИРУЮЩИЕ ВЕЩЕСТВАА) SO2 H2S →Б) SO2 (изб.) NaOH →В) SO2 NaOH (изб.) →
ПРОДУКТЫ РЕАКЦИИ1) Na2SO4 H2O2) Na2SO3 H2O3) NaHSO34) S H2O5) NaHSO4
31. Дана схема превращений:
Напишите молекулярные уравнения реакций, с помощью которых можно осуществить указанные превращения. Для третьего превращения составьте сокращённое ионное уравнение реакции.
32. Дана схема превращений:
Напишите молекулярные уравнения реакций, с помощью которых можно осуществить указанные превращения. Для третьего превращения составьте сокращённое ионное уравнение реакции.
33. Дана схема превращений:
Напишите молекулярные уравнения реакций, с помощью которых можно осуществить указанные превращения. Для третьего превращения составьте сокращённое ионное уравнение реакции.
34. Дана схема превращений:
Напишите молекулярные уравнения реакций, с помощью которых можно осуществить указанные превращения. Для первого превращения составьте сокращённое ионное уравнение реакции.
35. Дана схема превращений:
Напишите молекулярные уравнения реакций, с помощью которых можно осуществить указанные превращения. Для третьего превращения составьте сокращённое ионное уравнение реакции.
36. Дана схема превращений:
Напишите молекулярные уравнения реакций, с помощью которых можно осуществить указанные превращения. Для третьего превращения составьте сокращённое ионное уравнение реакции.
37. Дана схема превращений:
Напишите молекулярные уравнения реакций, с помощью которых можно осуществить указанные превращения. Для третьего превращения составьте сокращённое ионное уравнение реакции.
38. Дана схема превращений:
Напишите молекулярные уравнения реакций, с помощью которых можно осуществить указанные превращения. Для третьего превращения составьте сокращённое ионное уравнение реакции.
39. Дана схема превращений:
Напишите молекулярные уравнения реакций, с помощью которых можно осуществить указанные превращения. Для второго превращения составьте сокращённое ионное уравнение реакции.
40. Дана схема превращений:
Напишите молекулярные уравнения реакций, с помощью которых можно осуществить указанные превращения. Для второго превращения составьте сокращённое ионное уравнение реакции.
41. Дана схема превращений:
Напишите молекулярные уравнения реакций, с помощью которых можно осуществить указанные превращения. Для третьего превращения составьте сокращённое ионное уравнение реакции.
42. Дана схема превращений:
Напишите молекулярные уравнения реакций, с помощью которых можно осуществить указанные превращения. Для первого превращения составьте сокращённое ионное уравнение реакции.
43. Дана схема превращений:
Напишите молекулярные уравнения реакций, с помощью которых можно осуществить указанные превращения. Для второго превращения составьте сокращённое ионное уравнение реакции.
44. Дана схема превращений:
Напишите молекулярные уравнения реакций, с помощью которых можно осуществить указанные превращения. Для второго превращения составьте сокращённое ионное уравнение реакции.
45. Дана схема превращений:
Напишите молекулярные уравнения реакций, с помощью которых можно осуществить указанные превращения. Для третьего превращения составьте сокращённое ионное уравнение реакции.
46. Дана схема превращений:
Напишите молекулярные уравнения реакций, с помощью которых можно осуществить указанные превращения. Для второго превращения составьте сокращённое ионное уравнение реакции.
47. Дана схема превращений:
Напишите молекулярные уравнения реакций, с помощью которых можно осуществить указанные превращения. Для первого превращения составьте сокращённое ионное уравнение реакции.
48. Дана схема превращений:
Напишите молекулярные уравнения реакций, с помощью которых можно осуществить указанные превращения. Для третьего превращения составьте сокращённое ионное уравнение реакции.
49. Дана схема превращений:
Напишите молекулярные уравнения реакций, с помощью которых можно осуществить указанные превращения. Для третьего превращения составьте сокращённое ионное уравнение реакции.
50. Дана схема превращений:
Напишите молекулярные уравнения реакций, с помощью которых можно осуществить указанные превращения. Для третьего превращения составьте сокращённое ионное уравнение реакции.
Химические свойства
Серная кислота – это сильная двухосновная кислота .
1. Серная кислота практически полностью диссоциирует в разбавленном в растворе по первой ступени:
По второй ступени серная кислота диссоциирует частично, ведет себя, как кислота средней силы:
HSO4 – ⇄ H SO4 2–
2. Серная кислота реагирует с основными оксидами, основаниями, амфотерными оксидами и амфотерными гидроксидами.
Например , серная кислота взаимодействует с оксидом магния:
Еще пример : при взаимодействии серной кислоты с гидроксидом калия образуются сульфаты или гидросульфаты:
Серная кислота взаимодействует с амфотерным гидроксидом алюминия:
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:
Или с силикатом натрия:
Концентрированная серная кислота реагирует с твердым нитратом натрия. При этом менее летучая серная кислота вытесняет азотную кислоту:
Аналогично – концентрированная серная кислота вытесняет хлороводород из твердых хлоридов, например , хлорида натрия:
4. Т акже серная кислота вступает в обменные реакции с солями .
Например , серная кислота взаимодействует с хлоридом бария:
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):
Серная кислота взаимодействует с аммиаком с образованием солей аммония:
Концентрированная серная 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.
При взаимодействии с неактивными металлами концентрированная серная кислота восстанавливается до сернистого газа:
При взаимодействии с щелочноземельными металлами и магнием концентрированная серная кислота восстанавливается до серы:
При взаимодействии с щелочными металлами и цинком концентрированная серная кислота восстанавливается до сероводорода:
6.Качественная реакция на сульфат-ионы – взаимодействие с растворимыми солями бария. При этом образуется белый кристаллический осадок сульфата бария:
Видеоопыт взаимодействия 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):
Уже при комнатной температуре концентрированная серная кислота окисляет галогеноводороды и сероводород:
Химические свойства сульфидов
1. Растворимые сульфиды гидролизуются по аниону, среда водных растворов сульфидов щелочная:
K2S H2O ⇄ KHS KOHS 2– 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:
или горячей концентрированной серной кислоте:
4. Сульфиды проявляют восстановительные свойства и окисляются пероксидом водорода, хлором и другими окислителями.
Например , сульфид свинца (II) окисляется пероксидом водорода до сульфата свинца (II):
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:
2ZnS 3O2 → 2SO2 ZnO
6. Реакции сульфидов с растворимыми солями свинца, серебра, меди используют как качественные на ион S 2− .
Сульфиды свинца, серебра и меди — черные осадки, нерастворимые в воде и минеральных кислотах:
7. Сульфиды трехвалентных металлов (алюминия и хрома) разлагаются водой (необратимый гидролиз).
Например , сульфид алюминия разлагается до гидроксида алюминия и сероводорода:
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: