Соединения серы (IV)

Оксид серы (vi), триоксид серы, серный ангидрид (so3)

Способы получения серного ангидрида

• SO₃ можно получить из SO₂ путем каталитического окисления последнего кислородом:

2SO2 O2 ↔ 2SO3

• ОкислениемSO₂ другими окислителями:

SO2 O3 → SO3 O2

SO2 NO2 → SO3 NO

• Разложением сульфата железа (III):

Fe2(SO4)3 → Fe2O3 3SO3

Физические
свойства серного ангидрида

При обычных условиях SO3 представляет собой бесцветную жидкость с характерным резким
запахом. На воздухе SO3 «дымит» и сильно
поглощает влагу.

SO3 – тяжелее
воздуха, хорошо растворим в воде.

SO3 ядовит!

Химические свойства серного
ангидрида

Оксид серы (VI) – это кислотный оксид.

• Хорошо поглощает влагу и реагирует с водой образуя серную кислоту:

SO3 H2O → H2SO4

• Как кислотный оксид, SO₃ взаимодействует с щелочами и
  основными оксидами, образуются средние или кислые соли:

SO3 2NaOH(избыток) → Na2SO4 H2O

SO3 NaOH(избыток) → NaHSO4

SO3 MgO → MgSO4 (при сплавлении):

SO3 ZnO = ZnSO4

• SO₃ проявляет сильные окислительные свойства, так
  как сера в находится в максимальной степени окисления ( 6).

Вступает в реакции с восстановителями:

SO3 2KI → I2 K2SO3

3SO3 H2S → 4SO2 H2O

5SO3 2P → P2O5 5SO2

• При растворении в концентрированной
  серной кислоте образует олеум (раствор
  SO₃ в H₂SO₄).

Оксид серы
(iv), диоксид серы, сернистый газ, сернистый ангидрид (so2)

Способы получения сернистого газа

• Окисление серы, сероводорода и сульфидов кислородом воздуха:

S O2 → SO2

2H2S 3O2 → 2SO2 2H2O

2CuS 3O2 → 2SO2 2CuO

• Действие высокой температуры на сульфиты (термическое разложение):

CaSO3 = СаО SO2↑

• Действие сильных кислот на сульфиты:

Na2SO3 2HCl = SO2 Н2O 2NaCI

• Взаимодействие концентрированной H₂SO₄ с восстановителями, например с неактивными металлами:

2H2SO4 Сu = SO2↑ CuSO4 2Н2O

Физические
свойства сернистого газа

При обычной температуре SO2 — газ с резким запахом без цвета. В воде растворим хорошо — при 20°С в 1 л воды растворяется 40 л SO2.

Химические свойства сернистого газа

SO2 – типичный кислотный оксид. За счет того, что сера находится в промежуточной степени окисления ( 4) SO2 может проявлять свойства как окислителя так и восстановителя.

• При растворении в воде SO₂ частично соединяется с молекулами воды с образованием слабой сернистой кислоты.

SO2 H2O ↔ H2SO3

• Как
  кислотный оксид, SO₂ вступает
  в реакции с щелочами и оксидами щелочных и щелочноземельных металлов:

SO2 СаО = CaSO3

SO2 Na2O → Na2SO3

SO2 NaOH = NaHSO3

SO2 2NaOH = Н2O Na2SO3

• При взаимодействии с окислителями SO₂ проявляет восстановительные свойства. При этом степень окисления серы повышается:

2SO2 O2 ↔ 2SO3

SO2 Br2 2H2O → H2SO4 2HBr

SO2 2HNO3 → H2SO4 2NO2

SO2 O3 → SO3 O2

SO2 PbO2 → PbSO4

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

Обесцвечивание раствора перманганата калия KMnO4  является качественной реакцией для обнаружения сернистого газа и сульфит-иона

SO2 2Н2S → 3S↓ 2H2O

SO2 2CO → S↓ 2СО2

SO2 С → S↓ СO2

Реакции, взаимодействие серы с водородсодержащими соединениями. уравнения реакции:

1. Реакция взаимодействия серы и гидрида рубидия:

2RbH S → Rb2S H2S (t = 300-350 °C).

Реакция взаимодействия гидрида рубидия и серы происходит с образованием сульфида рубидия и сероводорода.

2. Реакция взаимодействия серы и йодоводорода:

2HI S → I2  H2S (t ≈ 500 °C).

Реакция взаимодействия йодоводорода и серы происходит с образованием йода и сероводорода.

3. Реакция взаимодействия серы и селеноводорода:

H2Se S → Se H2S.

Реакция взаимодействия селеноводорода и серы происходит с образованием селена и сероводорода. В ходе реакции используется насыщенный раствор селеноводорода. Реакция медленно протекает при комнатной температуре.

4. Реакция взаимодействия серы и гидрида натрия:

2NaH 2S → Na2S H2S (t = 350-400 °C).

Реакция взаимодействия гидрида натрия и серы происходит с образованием сульфида натрия и сероводорода.

5. Реакция взаимодействия серы и гидрида лития:

2LiH 2S → Li2S H2S (t = 300-350 °C).

Реакция взаимодействия гидрида лития и серы происходит с образованием сульфида лития и сероводорода.

6. Реакция взаимодействия серы и гидрида калия:

2KH 2S → K2S H2S (t = 350 °C).

Реакция взаимодействия гидрида калия и серы происходит с образованием сульфида калия и сероводорода.

Реакции, взаимодействие серы с металлами и полуметаллами. уравнения реакции:

1. Реакция взаимодействия серы и кальция:

Ca S → CaS (t = 150 °C).

Реакция взаимодействия кальция и серы происходит с образованием сульфида кальция.

2. Реакция взаимодействия серы и кобальта:

Co S → CoS (t ≈ 650 °C).

Реакция взаимодействия кобальта и серы происходит с образованием сульфида кобальта. В результате реакции также образуются CoS2, Co3S4, Co9S8.

3. Реакция взаимодействия серы и калия:

2K S → K2S (t = 100-200 °C).

Реакция взаимодействия калия и серы происходит с образованием сульфида калия.

4. Реакция взаимодействия серы и лития:

2Li S → Li2S (t > 130 °C).

Реакция взаимодействия лития и серы происходит с образованием сульфида лития.

5. Реакция взаимодействия серы и натрия:

2Na S → Na2S (t > 130 °C).

Реакция взаимодействия натрия и серы происходит с образованием сульфида натрия.

6. Реакция взаимодействия серы и рубидия:

2Rb S → Rb2S (t = 100-130 °C).

Реакция взаимодействия рубидия и серы происходит с образованием сульфида рубидия.

7. Реакция взаимодействия серы и серебра:

2Ag S → Ag2S (t > 200°C).

Реакция взаимодействия серебра и серы происходит с образованием сульфида серебра.

8. Реакция взаимодействия серы и меди:

2Cu S → Cu2S (t = 300-400 °C).

Реакция взаимодействия меди и серы происходит с образованием сульфида меди.

9. Реакция взаимодействия серы и железа:

Fe S → FeS (t = 600-950°C).

Реакция взаимодействия железа и серы происходит с образованием сульфида железа.

10. Реакция взаимодействия серы и цинка:

Zn S → ZnS (t = 130 °C).

Реакция взаимодействия цинка и серы происходит с образованием сульфида цинка.

11. Реакция взаимодействия серы и таллия:

2Tl S → Tl2S (t = 320 °C).

Реакция взаимодействия таллия и серы происходит с образованием сульфида таллия. Реакция протекает в атмосфере водорода.

Реакции, взаимодействие серы с неметаллами. уравнения реакции:

1. Реакция взаимодействия серы и водорода:

H2  S → H2S (t = 150-200 °C).

Реакция взаимодействия водорода и серы происходит с образованием сероводорода.

2. Реакция взаимодействия серы и кислорода:

S O2 → SO2 (t°).

Реакция взаимодействия серы и кислорода происходит с образованием оксида серы (IV). Образуется также примесь оксид серы (VI) SO3. Данная реакция представляет собой сгорание серы на воздухе.

3. Реакция взаимодействия серы и фтора:

S 3F2 → SF6.

Реакция взаимодействия серы и фтора происходит с образованием фторида серы (VI). Реакция протекает при комнатной температуре.

4. Реакция взаимодействия серы и красного фосфора:

4P 9S → P4S9 (t = 550 °C, р).

Реакция взаимодействия красного фосфора и серы происходит с образованием нонасульфида тетрафосфора. Реакция протекает при избыточном давлении. Образуется также примесь P4S7.

Реакции, взаимодействие серы с солями. уравнения реакции:

1. Реакция взаимодействия серы и сульфита натрия:

Na2SO3  S → Na2S2O3 (t°)

или

8Na2SO3  S8 → 8Na2S2O3 (t°).

Реакция взаимодействия сульфита натрия и серы происходит с образованием тиосульфата натрия. Реакция происходит в кипящем водном растворе.

2. Реакция взаимодействия серы и сульфида калия:

K2S S → K2S2 (t°).

Реакция взаимодействия сульфида калия и серы происходит с образованием дисульфида калия.

3. Реакция взаимодействия серы и трисульфида гадолиния:

Gd2S3  S → 2GdS2.

Реакция взаимодействия трисульфида гадолиния с серой происходит с образованием сульфида гадолиния.

4. Реакция взаимодействия серы и сульфида таллия (I):

Tl2S 2S → Tl2S3.

Реакция взаимодействия сульфида таллия (I) и серы происходит с образованием трисульфида таллия (I).

5. Реакция взаимодействия серы и сульфида бора (III):

B2S3  2S → B2S5.

Реакция взаимодействия сульфида бора (III) с серой происходит c образованием сульфида бора (V).

6. Реакция взаимодействия серы и трисульфида диванадия:

V2S3  2S → V2S5.

Реакция взаимодействия трисульфида диванадия с парами серы происходит с образованием сульфида ванадия.

Реакции, взаимодействие серы. уравнения реакции серы с веществами.

Сера реагирует, взаимодействует с неметаллами, металлами, полуметаллами, оксидами, кислотами, солями и пр. веществами.

Реакции, взаимодействие серы с неметаллами

Реакции, взаимодействие серы с металлами и полуметаллами

Реакции, взаимодействие серы с оксидами

Реакции, взаимодействие серы с солями

Реакции, взаимодействие серы с кислотами

Реакции, взаимодействие серы с водородсодержащими соединениями

Реакции, связанные с изменением молекулярного состава серы

Серная кислота (h2so4)

Способы
получения серной кислоты

В промышленности серную кислоту производят из серы, сульфидов
металлов, сероводорода и др.

Наиболее часто серную кислоту получают из пирита FeS2.

Основные стадии получения серной кислоты включают:

1.Обжиг пирита в кислороде в печи для обжига с получением сернистого газа:

4FeS2
11O2 → 2Fe2O3
8SO2 Q

2. Очистка полученного сернистого газа от примесей в циклоне, электрофильтре.

3. Осушка сернистого газа в сушильной башне

4.Нагрев очищенного газа в теплообменнике.

5. Окисление сернистого газа в серный ангидрид в контактном аппарате:

2SO2 O2 ↔ 2SO3 Q

6.Поглощение серного ангидрида серной кислотой в поглотительной башне – получение олеума.

Физические
свойства, строение серной кислоты

При обычных условиях серная кислота – тяжелая бесцветная маслянистая жидкость, хорошо растворимая в воде. Максимальная плотность равна 1,84 г/мл

При растворении серной кислоты в воде выделяется большое количество теплоты. Поэтому, по правилам безопасности в лаборатории при приготовлении разбавленного раствора серной кислоты во избежание разбрызгивания необходимо наливать серную кислоту в воду тонкой струйкой по стеклянной палочке при постоянном перемешивании. Но не наоборот!

Валентность серы в серной кислоте равна VI.

Качественные
реакции для обнаружения серной кислоты и сульфат ионов

Для обнаружения сульфат-ионов используют реакцию с растворимыми солями бария. В результате взаимодействия, образуется белый кристаллический осадок сульфата бария:

BaCl2 Na2SO4 → BaSO4↓ 2NaCl

ВидеоВзаимодействие хлорида бария и сульфата натрия в растворе (качественная реакция на сульфат-ион).

Химические свойства серной кислоты

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

• Серная кислота практически полностью диссоциирует в разбавленном в растворе по первой ступени и достаточно по второй ступени:

H2SO4 ⇄ H HSO4–

HSO4– ⇄ H SO42–

Характерны все свойства кислот:

• Реагирует с основными оксидами, основаниями, амфотерными оксидами, амфотерными гидроксидами и аммиаком:

H2SO4 MgO → MgSO4 H2O

H2SO4 КОН → KHSО4 H2O

H2SO4 2КОН → К2SО4 2H2O

3H2SO4 2Al(OH)3 → Al2(SO4)3 6H2O

H2SO4 NH3 → NH4HSO4

• Вытесняетболее слабые кислоты из их солей в растворе (карбонаты, сульфиды и др.) и летучие кислоты из их солей (кроме солей HBr и HI):

Н2SO4 2NaHCO3 → Na2SO4 CO2 H2O

H2SO4 Na2SiO3 → Na2SO4 H2SiO3

• Концентрированная серная кислота реагирует с твердыми солями, например нитратом натрия, хлорида натрия.

NaNO3(тв.) H2SO4 → NaHSO4 HNO3

NaCl(тв.) H2SO4 → NaHSO4 HCl

• Вступает в обменные реакции ссолями:

H2SO4 BaCl2 → BaSO4 2HCl

• Взаимодействует с металлами:

Разбавленная серная кислота взаимодействует с металлами, расположенными в ряду напряжения металлов до водорода. В результате реакции образуются соль и водород:

H2SO4(разб.) Fe → FeSO4 H2

H2SO4 Zn = ZnSO4 H2

Концентрированная серная кислота — сильный окислитель. Реакция с металлами протекает без вытеснения водорода из кислоты. В зависимости от активности металла образуются различные продукты реакции:

• Активные металлы и цинк при обычной температуре с концентрированной серной кислотой образуют соль, сероводород (или серу) и воду:

H2SO4 Na = Na2SO4 Н2S↑ H2O

5H2SO4(конц.) 4Zn → 4ZnSO4 H2S↑ 4H2O

• Металлы средней активности с концентрированной H₂SO₄ образуют соль, серу и воду:

4H2SO4 3Mg → 3MgSO4 S 4H2O

• Такие металлы, как железо Fe,
  алюминий Al, хром Cr пассивируются концентрированной
  серной кислотой на холоде. При нагревании,
  при удалении оксидной пленки реакция возможна.

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

6H2SO4(конц.) 2Al → Al2 (SO4)3 Н2S↑ 6H2O

• Неактивные металлы восстанавливают концентрированную серную кислоту до сернистого газа:

2H2SO4(конц.) Cu → CuSO4 SO2 ↑ 2H2O

2H2SO4(конц.) Hg → HgSO4 SO2 ↑ 2H2O

2H2SO4(конц.) 2Ag → Ag2SO4 SO2↑ 2H2O

• В реакциях с неметаллами концентрированная серная кислота также проявляет окислительные свойства:

5H2SO4(конц.) 2P → 2H3PO4 5SO2↑ 2H2O

2H2SO4(конц.) С → СО2↑ 2SO2↑ 2H2O

2H2SO4(конц.) S → 3SO2 ↑ 2H2O

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

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

H2SO4(конц.) 3H2S → 4S↓ 4H2O (комнатная температура)

H2SO4(конц.) H2S = S↓ SО2↑ 2Н2О (при нагревании)

H2SO4(конц.) 2HBr = Br2 SO2 2H2O

Сернистая кислота (h2so3)

Способы
получения сернистой кислоты

При растворении в воде SO2 образует слабую сернистую кислоту, которая сразу частично разлагается:

SO2 H2O ↔ H2SO3

Физические
свойства сернистой кислоты

Сернистая кислота H2SO3 –двухосновная кислородсодержащая кислота. При обычных условиях неустойчива.

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

Химические свойствасернистой кислоты

Общие свойства
кислот

• Сернистая кислота – слабая кислота, диссоциирует в две стадии. Образует два типа солей:
• кислые – гидросульфиты

H2SO3 ↔ HSO3— H

HSO3—↔ SO32- H

• Сернистая кислота самопроизвольно распадается на SO₂ и H₂O:

H2SO3 ↔ SO2 H2O

Сернистый газ, химические свойства, получение

Сероводород

Получение
сероводорода

• Получение из простых веществ:

S Н2 = H2S

• Взаимодействие минеральных кислот и сульфидов металлов, расположенных в ряду напряжений левее железа:

FeS 2HCI = H2S↑ FeCl2

5H2SO4(конц.) 8Na = H2S↑ 4Na2SO4 4H2О

AI2S3 6Н2О = 3H2S↑ 2Аl(ОН)3↓

C40H82 41S = 41Н2S 40С

ВидеоПолучение и обнаружение сероводорода

Физические
свойства и строение сероводорода

Сероводород H2S – это бинарное летучее водородное соединение соединение с серой. H2S — бесцветный ядовитый газ, с неприятным удушливым
запахом тухлых яиц. При концентрации > 3 г/м3 вызывает смертельное отравление.

Сероводород тяжелее воздуха и легко конденсируется в бесцветную жидкость. Растворимость в воде H2S при обычной температуре составляет 2,5.

В твердом состоянии имеет молекулярную кристаллическую решетку.

Геометрическая форма молекулы сероводорода представляет собой сцепленные между собой атомы H-S-H с валентным углом 92,1о.

Качественная реакция для обнаружения сероводорода

Для
обнаружения анионов S2- и сероводорода используют
реакцию газообразного H2S с Pb(NO3)2:

H2S Pb(NO3)2 = 2HNO3 PbS↓ черный
осадок.

Влажная бумага, смоченная в растворе Pb(NO3)2 чернеет в присутствии H2S из-за получения черного осадка PbS.

Химические свойства серы

H2S является сильным восстановителем

При взаимодействии H2S с окислителями образуются различные вещества — S, SО2, H2SO4

• Окисление кислородом воздуха:

2H2S 3О2(избыток) = 2SО2↑ 2Н2О

2H2S О2(недостаток) = 2S↓ 2Н2О

H2S Br2 = S↓ 2НВr

H2S Cl2 → 2HCl S↓

H2S 4Cl2 4H2O → H2SO4 8HCl

• Взаимодействие с кислотами-окислителями:

3H2S 8HNО3(разб.) = 3H2SO4 8NO 4Н2О

H2S 8HNО3(конц.) = H2SO4 8NО2↑ 4Н2О

H2S H2SO4(конц.) = S↓ SО2↑ 2Н2О

• Взаимодействие со сложными окислителями:

5H2S 2KMnO4 3H2SO4 = 5S↓ 2MnSO4 K2SO4 8Н2О

5H2S 6KMnO4 9H2SO4 = 5SО2 6MnSO4 3K2SO4 14Н2О

H2S 2FeCl3 = S↓ 2FeCl2 2HCl

2H2S SO2 = 2H2O 3S

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

• Сероводородная кислота H₂S двухосновная кислота и диссоциирует по двум ступеням:

1-я ступень:
H2S → Н HS—

2-я ступень:
HS— → Н S2-

H2S очень слабая
кислота, несмотря на это имеет характерные для кислот химические свойства. Взаимодействует:

H2S Mg = Н2↑ MgS

• с малоактивными металлами (Аg, Си, Нg) при совместном присутствии окислителей:

2H2S 4Аg O2 = 2Ag2S↓ 2Н2O

H2S ВаО = BaS Н2O

H2S NaOH(недостаток) = NaHS Н2O

H2S 2NaOH(избыток)  → Na2S 2H2O

H2S 2NH3(избыток) = (NH4)2S

• с некоторыми солями сильных кислот, если образующийся сульфид металла нерастворим в воде и в сильных кислотах:

CuSO4 H2S = CuS↓ H2SO4

H2S Pb(NO3)2 → PbS↓ 2HNO3

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

ВидеоВзаимодействие сероводорода с нитратом свинца

Соли сернистой кислоты, сульфиты и гидросульфиты

Способы
получения сульфитов

Соли сернистой кислоты получаются при взаимодействии SO2 с щелочами и оксидами щелочных и щелочноземельных металлов:

SO2 СаО = CaSO3

SO2 Na2O → Na2SO3

SO2 NaOH = NaHSO3

SO2 2NaOH = Н2O Na2SO3

Физические
свойства сульфитов

Сульфиты
щелочных металлов и аммония растворимы в воде, сульфиты остальных металлов — нерастворимы
или не существуют.

Гидросульфиты
металлов хорошо растворимы в Н2O, а некоторые из
них, такие как Ca(HSO3)2 существуют
только в растворе.

Химические свойства сульфитов

Cернистая кислота – двухосновная, образует нормальные (средние) соли — сульфиты Mex(SO3)y и кислые соли — гидросульфиты Me(HSO3)x.

SO3— Н2O = HSO3— ОН—

Na2SO3 Н2O = NaHSO3 NaOH

Реакции, протекающие без изменения степени окисления:

• Реакция с сильными кислотами:

Na2SO3 2HCl = 2NaCl
SO2↑ Н2O

NaHSO3 HCl = NaCl SO2↑ Н2O

• Термическое разложение сульфитов:

CaSO3 = СаО SO2↑

• Нормальные сульфиты в водных растворах, при избытке SO₂, переходят в гидросульфиты:

CaSO3 SO2 Н2O = Ca(HSO3)2

• Ионно-обменные реакции с другими солями, протекающие с образованием нерастворимых сульфитов:

Na2SO3 ZnCl2 = ZnSO3↓ 2NaCl

Окислительно-восстановительные реакции

Сульфиты, также как и SO2, могут быть как восстановителями, так и окислителями, т.к. атомы серы в анионах находятся в промежуточной степени окисления 4

• Окисление водных растворов сульфитов, и гидросульфитов до сульфатов:

Na2SO3 Вr2 Н2O = Na2SO4 2НВr

5K2SO3 2КМnO4 3H2SO4 = 6K2SO4 2MnSO4 3Н2O

Na2SO3 HNO3 = 2NaNO3 SO2 H2O

• Твердые сульфиты при хранении на воздухе также медленно окисляются до сульфатов:

2Na2SO3 O2 = 2Na2SO4

• При нагревании сухих сульфитов с активными восстановителями (С, Mg, Al, Zn) сульфиты превращаются в сульфиды:

Na2SO3 ЗС = Na2S ЗСО

• При нагревании сухих сульфитов до высоких температур сульфиты диспропорционируют, превращаются в смесь сульфатов и сульфидов:

4K2SO3 = 3K2SO4 K2S

Соли серной кислоты, сульфаты, гидросульфаты

Способы
получения солей серной кислоты

Сульфаты можно получить при взаимодействии серной кислоты с металлами,
оксидами, гидроксидами (см. Химические свойства серной кислоты). А также при
взаимодействии с другими солями, если продуктом реакции является нерастворимое
соединение.

Физические
свойства солей серной кислоты

Кристаллы разного цвета. Многие средние и кислые сульфаты растворимы
в воде. Плохо растворяются или не растворяются в воде сульфаты многозарядных
щёлочноземельных металлов (BaSO4, RaSO4), сульфаты лёгких
щёлочноземельных металлов (CaSO4, SrSO4) и сульфат свинца.

Средние сульфаты щелочных металлов термически устойчивы. Кислые
сульфаты щелочных металлов при нагревании разлагаются.

Многие средние сульфаты образуют устойчивые кристаллогидраты:

Na2SO4 ∙ 10H2O − глауберова
соль

CaSO4 ∙ 2H2O − гипс

2CaSO4 xH2O –
алебастр

CuSO4 ∙ 5H2O − медный купорос

FeSO4 ∙ 7H2O − железный купорос

ZnSO4 ∙ 7H2O − цинковый купорос

Na2CO3 ∙ 10H2O −
кристаллическая сода

KАl(SO4)2 x 12H2O
– алюмокалиевые квасцы.

Химические свойства солей серной кислоты

Разложение сульфатов на различные классы соединений в зависимости от металла, входящего в состав соли.

• Сульфаты щелочных металлов плавятся без разложения.

• Кислые сульфаты щелочных металлов разлагаются с отщеплением воды:

2KHSO4 → K2S2O7 H2O↑.

• Сульфаты металлов средней активности разлагаются на соответствующие оксиды:

ZnSO4 = ZnO SO3

FeSO4 = 2Fe2O3 4SO2 O2

2CuSO4 → 2CuO SO2 O2 (SO3)

2Al2(SO4)3 → 2Al2O3 6SO2 3O2

2Cr2(SO4)3 → 2Cr2O3 6SO2 3O2

• Сульфаты тяжёлых или малоактивных металлов разлагаются с образованием металла и кислорода:

HgSO4 = Hg SO2 O2

• Некоторые сульфаты проявляют окислительные свойства и вступают в реакции с простыми веществами:

CaSO4
C = CaO SO2 CO

BaSO4
4C = BaS 4CO

Сульфиды

Получение сульфидов

• Непосредственно из простых веществ:

S Fe → FeS

S Mg → MgS

S Ca → CaS

• Взаимодействие H₂S с растворами щелочей:

H2S 2NaOH = 2H2O Na2S

H2S NaOH = H2O NaHS

• Взаимодействие H₂S или (NH₄)₂S с растворами солей:

H2S CuSO4 = CuS↓ H2SO4

H2S 2AgNO3 = Ag2S↓ 2HNO3

Pb(NO3)2 Н2S →  PbS↓ 2НNO3

ZnSO4 Na2S → ZnS↓ Na2SO4

• Восстановление сульфатов при прокаливании с углем:

Na2SO4 4С = Na2S 4СО

Физические свойства сульфидов

Сульфиды – это бинарные соединения серы с элементами с меньшей электроотрицательностью, в том числе с некоторыми неметаллами (С, Si, Р, As и др.).

По растворимости
в воде и кислотах сульфиды классифицируют
на:

• нерастворимые в воде, но растворимые в минеральных кислотах — сульфиды металлов, расположенных до железа в ряду активности (белые и цветные сульфиды ZnS, MnS, FeS, CdS);

• нерастворимые ни в воде, ни в минеральных кислотах — черные сульфиды (CuS, HgS, PbS, Ag₂S, NiS, CoS)

• гидролизуемые водой — сульфиды трехвалентных металлов (алюминия и хрома (III))

По цвету сульфиды можно разделить на:

• Чёрные – HgS, Ag₂S, PbS, CuS, FeS,
  NiS;
• Коричневые – SnS, Bi₂S₃;
• Оранжевые – Sb₂S₃, Sb₂S₅;
• Жёлтые – As₂S₃, As₂S₅,
  SnS₂, CdS;
• Розовые — MnS
• Белые – ZnS, Al₂S₃, BaS,
  CaS;

Химические свойства сульфидов

Обратимый гидролиз сульфидов

K2S H2O ⇄ KHS KOH

S2- H2O → HS— ОН—

• Сульфиды щелочно-земельных металлов и Mg, при взаимодействии с водой подвергаются полному гидролизу и переходят в растворимые кислые соли — гидросульфиды:

2CaS 2НОН
= Ca(HS)2 Са(ОН)2

При нагревании растворов сульфидов гидролиз протекает и по 2-й ступени:

HS— H2O → H2S↑ ОН—

Необратимый
гидролиз сульфидов

• Сульфиды некоторых металлов (Cr₂S₃, Fe₂S_3, Al₂S₃) подвергаются необратимому гидролизу, полностью разлагаясь в водных растворах:

Al2S3 6H2O = 3H2S↑ 2AI(OH)3↓

Нерастворимые
сульфиды гидролизу не подвергаются

NiS HСl ≠

• Некоторые из сульфидов растворяются в сильных кислотах:

FeS 2HCI =
FeCl2 H2S↑

ZnS 2HCI =
ZnCl2 H2S↑

CuS 8HNO3 → CuSO4 8NO2 4H2O

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

MnS 3HNO3 = MnSO4 8NO2 4H2O

• Сульфиды Ag₂S, HgS, Hg₂S, PbS, CuS не pacтворяются не только в воде, но и во многих кислотах.

• Сульфиды обладают восстановительными свойствами и вступают в реакции с окислителями:

PbS 4H2O2 → PbSO4 4H2O

СuS Cl2 → CuCl2 S

• Окислительный обжиг сульфидов является
  важной стадией переработки сульфидного сырья в различных производствах

2ZnS 3O2 = 2ZnO 2SO2

4FeS2 11O2 = 2Fe2O3 8SO2↑

2CuS 3O2 → 2CuO 2SO2

2Cr2S3 9O2 → 2Cr2O3 6SO2

Взаимодействия
сульфидов с растворимыми солями свинца, серебра, меди являются качественными на ион S2−:

Na2S Pb(NO3)2 → PbS↓ 2NaNO3

Na2S 2AgNO3 → Ag2S↓ 2NaNO3

Na2S Cu(NO3)2 → CuS↓ 2NaNO3

Факторы, влияющие на скорость химической реакции

1.    Влияние концентрации реагирующих веществ на скорость химических реакций.

При изучении химических свойств кислорода в курсе химии 7 класса вы узнали, что на воздухе сера горит очень медленно, а в присутствии чистого кислорода быстро сгорает ярким пламенем.

При горении серы в присутствии чистого кислорода количество молекул кислорода, ударяющихся о поверхность серы, намного больше, чем в воздухе. Это связано с тем, что кислород занимает 21% объема воздуха.

Скорость химических реакций равна произведению концентраций веществ, участвующих в реакции. Например, для реакции А В=С v = к [А] • [В], где [А] и [В] — молярные концентрации веществ А и В, к — коэффициент пропорциональности.

2.    Влияние температуры на скорость химических реакций.

При повышении температуры скорость реакции увеличивается в 2—4 раза:

где

3.    Влияние природы веществ на скорость химической реакции.

4.    Для твердых веществ скорость реакции прямо пропорциональна поверхности веществ, вступающих в реакцию.

Рассмотрим эту зависимость на примере реакции соединения железа с серой.

Реакция Fe S = FeS протекает быстрее до строго определенной степени измельчения частиц железа. При увеличении степени измельчения частиц до порошкообразного состояния скорость реакции ослабевает, так как происходит спекание, которое снижает взаимное столкновение молекул.

5.    Влияние катализатора на скорость химической реакции.

Реакция расщепления пероксида водорода ускоряется в присутствии

МпОг Процесс получения оксида серы (VI) ускоряется в присутствии катализатора оксида ванадия (V).

— Вещества, которые ускоряют химические реакции, но сами остаются без изменений, называются катализаторами.

Ингибиторы — это вещества, которые снижают возможность веществ вступать в химическую реакцию.

Элементы знаний, умений и навыков: скорость химической реакции, концентрация, температура, температурный коэффициент скорости, столкновение молекул, катализатор, ингибитор.

Химическое равновесие

Почему реакция расщепления известняка считается необратимой?

Химические реакции подразделяются на обратимые и необратимые. Необратимые реакции протекают только в сторону образования продуктов реакции. Например,

В обратимых же реакциях химический процесс протекает в противоположные стороны. То есть сначала образуются продукты реакции, которые одновременно могут превращаться в исходные вещества. Например, оксид серы (IV), взаимодействуя с водой, образует сернистую кислоту:

В обратимых химических реакциях по мере расходования исходных веществ их концентрации в растворе уменьшаются. В результате снижается скорость прямой реакции. И наоборот, за счет увеличения концентрации продуктов, образующихся в течение реакции, увеличивается скорость обратной реакции.

Химическое равновесие может быть нарушено при изменении давления, температуры и концентрации веществ. Катализатор не только не сдвигает химическое равновесие, а наоборот, способствует его быстрейшему установлению. Повышение температуры ускоряет реакции, протекающие с поглощением тепла.

Реакция окисления оксида серы (IV) является обратимой экзотермической реакцией:

Повышение температуры этой реакции ускоряет обратную реакцию, а понижение температуры ускоряет прямую реакцию.

Увеличение давления сдвигает химическое равновесие в сторону реакции, приводящей к уменьшению объема продукта:

Из расчетов, выполненных на основе уравнения реакции, видно, что в прямой реакции происходит уменьшение объема. Значит, увеличение давления ускоряет прямую реакцию.

Увеличение концентрации одного из веществ в реакции, находящейся в состоянии химического равновесия, приводит к сдвигу химического равновесия в сторону расходования этого вещества. Например, в реакционной среде

Элементы знаний, умений и навыков: обратимая реакция, прямая реакция, обратная реакция, химическое равновесие, сдвиг равновесия, факторы, обусловливающие сдвиг равновесия.